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El tampón mantiene estable el pH del estómago (de lo que también hablaremos más adelante). Este pH se sitúa entre 1,5-3,5. Evita que el ácido estomacal se vuelva demasiado ácido, pero también impide que se vuelva tan básico que ya no pueda disolver los alimentos. En este artículo, nos sumergiremos en los tampones y veremos su preparación, sus propiedades y sus aplicaciones.
- Este artículo trata de las propiedades de los tampones .
- En primer lugar, trataremos las propiedades de los tampones.
- Después utilizaremos la ecuación de Henderson-Hasselbalch para calcular el pH de una solución amortiguadora.
- A continuación, aprenderemos qué ocurre en una solución tampón.
- A continuación, recorreremos la preparación de soluciones tampón.
- Por último, veremos en qué consiste un buen tampón y sus aplicaciones.
Medición del pH y propiedades de los tampones
He hablado mucho de tampones y pH, pero ¿qué son?
Un tampón (o solución tampón ) es una solución cuyo pH no cambia drásticamente cuando se añade un ácido o una base. La capacidad t ampón es la cantidad de ácido/base que un tampón puede absorber antes de que el pH cambie significativamente.
El pH mide lo ácida/básica que es una solución. Los rangos de la escala de pH empiezan en 0 (más ácido) y van hasta 14 (más básico).
Ahora que conocemos las definiciones básicas, veamos las propiedades de los tampones.
Propiedades de los tampones
Los tampones tienen una serie de características que los identifican, que son
Un pH definido
El pH no cambia con el tiempo
La dilución no cambiará el pH
Un ligero cambio de pH si se añade una pequeña cantidad de ácido/base
Un intervalo en el que son más eficaces
Como ya se ha dicho, los tampones tienen una capacidad tampón, que es la cantidad de ácido/base que puede añadirse hasta que se produzca un cambio significativo del pH. Normalmente, consideramos que se trata de un cambio de 1 unidad. (por ejemplo, de 3 a 4). La concentración de un tampón determina su capacidad. A medida que aumenta la concentración, se puede absorber más ácido/base hasta que se produzca un cambio importante.
Figura 1: Capacidad tampón: a mayor concentración, mayor capacidad tampón. Study Smarter Orginal
Como se ilustra arriba, cuanto mayor es la concentración del tampón, mayor es su capacidad. El "pico" del gráfico muestra dónde empieza a cambiar significativamente el pH (el tampón no es tan eficaz). Después del pico, se convierte en un tampón básico eficaz.
El intervalo tampón es el intervalo de valores de pH en el que un tampón es más eficaz. Las mejores soluciones tienen una proporción 50:50 de ácido y base. Generalmente, un tampón no es eficaz cuando un componente es >10% del otro. Por ejemplo, se prepara un tampón que tenga 0,1 M de ácido acético (CH3COOH) y 0,008 M de acetato (CH3COONa). Si se añade más base, el tampón se "desbordará" y el pH cambiará significativamente.
Figura 2: Una vez que existe una relación de 10:1 entre base y ácido, el pH empieza a cambiar significativamente a medida que se añade más base. StudySmarter Original.
A medida que se añade más base, el ácido acético se convierte en acetato. Una vez que existe una relación de 10:1 entre acetato y ácido acético (mostrada por el punto negro), el pH empieza a cambiar significativamente. A partir de los datos, vemos que el tampón de ácido acético pierde eficacia alrededor de pH = 6.
Medición del pH y ecuación de Henderson-Hasselbalch
Medimos el pH de un tampón mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch .
La ecuación de Henderson-Hasselbalch mide el pH de un tampón. La fórmula es: $$pH=pK_a+log_{10}(\frac{[A^-]}{[HA]})$$
pKa: logaritmo negativo de la constante de disociación del ácido (Ka)
[A-]: concentración de la base conjugada
[HA]: concentración del ácido
La constante de disociación ácida mide la fuerza de un ácido. Una constante mayor significa un ácido más fuerte. Para una reacción general: $$HA+B\leftrightarrow A^-+HB$$
La fórmula de la constante de disociación del ácido es:$$K_a=\frac{[A^-][HB]}{[HA][B]}$$
Medimos el pH para ver si nuestro tampón "funciona". Si añadimos un ácido/una base, queremos asegurarnos de que el cambio de pH es mínimo, pues de lo contrario cambiaríamos de tampón.Supongamos que tenemos una solución tampón de CH3COOH(ácido débil) y CH3COONa(base conjugada). Nuestro equilibrio ácido es el siguiente:$$CH_3COOH\leftrightarrow CH_3COO^-+H^+$$
Cuando se añade un ácido fuerte, sus iones H+ se combinan con los iones CH3COO- y vuelven a formar el ácido débil. Esto "neutraliza" el ácido, evitando un gran cambio de pH.
¿Cuál es el pH de la solución si se combinan 0,26 mol de CH3COOHy 0,23 mol de CH3COONa, con un volumen total de 4 L? ¿Cuál es el nuevo pH y el cambio de pH si se añaden 0,14 mol de HCl, con un volumen total de 5 L?Ka = 1,75 X 10-5.
Primero calculamos el pH. Para obtener la concentración de nuestro ácido/base, dividimos el número de moles por el volumen total de cada uno:
\([CH_3COOH]=[HA]=(0.26\,mol\,4)=0.065\,M\)
\([CH_3COONa]=[A^-]=(0.23\,mol/4)=0.0575\,M\)
Ahora convertimos deKa a pKa:
\(pK_a=-log[K_a]\)
\(pK_a=-log[1.75X10^-5]=4.76\)
Introducimos estos valores en nuestra ecuación principal:
\(pH=pK_a+log_{10}(\frac{[A^-]}{[HA]})\)
\(pH=4.76+log_{10}(\frac{[0.0575\,mol]}{[0.065\,mol]})\)
\(pH=4,71)
Para la segunda parte del problema, debemos calcular las nuevas concentraciones de ácido/base. La concentración de base es la cantidad molar dividida por el nuevo volumen. La concentración de ácido es igual a los moles de ácido débil más los moles de ácido fuerte divididos por el volumen.
\([HA]=[HCl]+[CH_3COOH]=(0.26\,mol+0.14\,mol)/5L=0.08\,M\)
\([A^-]=[CH_3COONa]=(0.23\,mol/5\,L)=0.046\,M\)
Introducimos estas concentraciones en la ecuación
\(pH=pK_a+log_{10}(\frac{[A^-]}{[HA]})\)
\(pH=4.76+log_{10}(\frac{[0.046\,mol]}{[0.08\,mol]})\)
\(pH=4,52)
Nuestro cambio de pH es
\(4.71-4.52=0.19\)
A pesar de añadir un ácido fuerte, el pH no cambió mucho.
Estructura y propiedades de los tampones del pH del agua
Hay dos tipos de tampones: ácidos débiles + su base conjugada, o bases débiles + su ácido conjugado. Los tampones son soluciones acuosas (disueltas en agua).
El ejemplo anterior era un ácido débil y su base conjugada. (ácido acético/acetato). Ya hemos visto lo que ocurre cuando a este tipo se le añade un ácido fuerte, pero ¿qué ocurre con una base fuerte?
\(CH_3COOH flecha izquierda CH_3COO^-+H^+)
\(CH_3COOH+OH^-flechaizquierda CH_3COO^-+H_2O\)
La base añade iones OH- que reaccionan con el ácido débil para producir agua, por lo que el pH no cambia.
Ahora los pares base débil/ácido débil. La principal diferencia entre los tipos es que hay un equilibrio base débil, en lugar de uno ácido débil. Veamos como ejemplo el par NH4OH/NH4Cl. La ecuación de equilibrio es
$$NH_4OH\leftrightarrow NH_4^+ + OH^-$$
Si se añade un ácido, los iones H+ se combinan con la base débil para formar agua
$$NH_4OH+H^+ flecha izquierda NH_4^+ +H_2O$$
Cuando se añade una base, los iones OH- reaccionan con los iones NH4+ para formar la base débil.
$$NH_4^+ + OH^- flecha izquierda NH_4OH^+$$
Determinación de los indicadores adecuados y preparación y propiedades de los tampones
Ahora que hemos visto cómo funciona un búfer, veremos cómo crear y elegir un búfer.
Determinar un búfer adecuado
Al elegir un tampón, debes asegurarte de que puede amortiguar el sistema que deseas. El intervalo del tampón debe cubrir el pH que deseas estabilizar. Algunos tampones comunes son:
| Tampón | pKa | Rango de pH |
| Ácido fosfórico | 2.1 | 1.1-3.1 |
| Ácido fórmico | 3.8 | 2.8-3.8 |
| Ácido acético | 4.8 | 3.8-5.8 |
| Ácido carbónico | 6.4 | 5.4-7.4 |
| Fosfato | 7.2 | 6.2-7.2 |
| Bicarbonato | 10.3 | 9.3-11.3 |
Por ejemplo, si quieres mantener un sistema neutro (pH=7), elegirías el tampón fosfato (fosfato + ácido fosfórico).
Preparación de una solución tampón
Una vez elegido el tampón, puedes preparar la solución. Veamos los pasos:
Paso 1: Utiliza la ecuación de Henderson-Hasselbalch para calcular la concentración de ácido/base.
Introduce en la ecuación el pH deseado y el pKa del tampón, y resuelve la relación entre la base y el ácido.
Calcula la proporción de formiato y ácido fórmico necesaria si el tampón debe mantener el pH en 3,2. pKa=3,8.
Introducimos nuestros valores en la ecuación de Henderson-Hasselbalch y resolvemos la relación entre ácido y base.
\(pH=pK_a+log_{10}\frac{[A^-]}{[HA]}\)
\(3.2=3.8+log_{10}\frac{[formate]}{[formic\,acid]}\)
\(-0.6=log_{10}\frac{[formate]}{[formic\,acid]}\)
\(10^{-0.6}=\frac{[formate]}{[formic\,acid]}\)
\(\frac{[formate]}{[formic\,acid]}=0.251\)
Paso 2: Mezcla las cantidades necesarias del ácido/base débil con su base/ácido conjugado.
La base conjugada puede añadirse directamente al ácido o puede añadirse una base fuerte al ácido débil, convirtiéndolo parcialmente en la base conjugada (lo mismo puede hacerse con un ácido fuerte+base débil)
Siguiendo con el problema anterior, si el tampón tiene que ser 0,20 M y 100,0 mL, ¿cuántos gramos de formiato (CHO2) y ácido fórmico (CH2O2) hay que combinar?
En primer lugar, calculamos la cantidad molar total.
\(100.0\,mL*\frac{1\,L}{1000\,mL}=0.1\,L\)
\(\frac{0.20\,mol}{L}*0.1\,L=0.020\,mol\)
Esto significa que la suma de los moles de ácido/base es igual a 0,020. La proporción entre base y ácido es 0,251, así que la utilizamos para resolver cada cantidad molar.
\([formate]+[formic\,acid]=0.020\,mol\)
\(\frac{[formate]}{[formic\,acid]}=0.251\)
\([formate]=0.251[formic\,acid]\)
Sustituimos esta expresión en la primera ecuación y resolvemos los moles de base
\([formate]+[formic\,acid]=0.020\,mol\)
\(0.251[formic\,acid] +[formic\,acid]=0.020\,mol\)
\(1.251[formic\,acid]=0.020\,mol\)
\([formic\,acid]=0.0160\,mol\)
\([formate]+[formic\,acid]=0.020\,mol\)
\([formate]+0.0160=0.020\,mol\)
\([formate]=0.004\,mol\)
Nuestro último paso es convertir de moles a gramos. Para ello, calculamos la masa molar de cada especie y la multiplicamos por nuestras cantidades molares.
Empecemos con el ácido fórmico (CH2O2), primero calculemos su masa molar:
\(H:\frac{1.01\,g}{mol}\)
\(C:\frac{12.01\,g}{mol}\)
\(O:\frac{16.00\,g}{mol}\)
\(12.01+2(16.00)+2(1.01)=\frac{46.03\,g}{mol}\)
Como el formiato (CHO2) es sólo ácido fórmico menos un hidrógeno, restamos la masa de un hidrógeno de la masa molar del ácido fórmico para obtener la del formiato.
\(46.03-1.01=\frac{45.02\,g}{mol}\)
Por último, multiplicamos las cantidades molares por sus masas molares para convertirlas a gramos.
\(0.0160\,mol*\frac{46.03\,g\,CH_2O_2}{mol}=0.736\,g\,CH_2O_2\)
\(0.004\,mol*\frac{45.02\,g\,CHO_2}{mol}=0.18\,g\,CHO_2\)
Paso 3 (opcional): Ajusta el pH.
Al experimentar, puede haber algún error que haga que el pH esté ligeramente desviado. Utilizando un medidor de pH, puedes controlar el pH a medida que añades pequeñas cantidades de ácido/base fuerte para obtener el pH deseado.
Características de un buen tampón
¿Qué hace que un tampón sea "bueno"?
- [HA] = [A-]. El logaritmo en la ecuación de Henderson-Hasselbalch será igual a cero, por lo que el pH = pKa. Esto significa que el sistema puede absorber ácidos/bases por igual.
- Si el pH deseado es básico, lo más eficaz es una base débil + su ácido. Para los ácidos ocurre lo contrario.
- El pH deseado está dentro del intervalo del tampón
Aplicaciones de una solución tampón
Los tampones tienen varias aplicaciones. Las enzimas deben mantenerse en un intervalo de pH específico o, de lo contrario, degradarán su utilidad, por lo que el organismo utiliza tampones para estabilizar el pH. Los tampones también son importantes en la fabricación y la industria. Se utilizan durante la fermentación y en la fabricación de productos como tintas, tintes y papel. También son importantes para la conservación de los alimentos.
Propiedades de los tampones - Puntos clave
- Un tampón (o solución tampón ) es una solución cuyo pH no cambia drásticamente cuando se añade un ácido/base. La capacidad tampón es la cantidad de ácido/base que un tampón puede absorber antes de que el pH cambie significativamente.
- El pH mide lo ácida/básica que es una solución. Los rangos de la escala de pH empiezan en 0 (más ácido) y van hasta 14 (más básico)
- El intervalo tampón es el intervalo de valores de pH en el que un tampón es más eficaz.
- Los tampones neutralizan los ácidos/bases reaccionando con ellos para formar agua o el ácido/base débil, según el sistema.
- La ecuación de Henderson-Hasselbalch mide el pH de un tampón. La fórmula es: $$pH=pK_a+log_{10}(\frac{[A^-]}{[HA]})$$
- Para preparar un tampón, utilizamos la ecuación de Henderson-Hasselbalch para calcular la proporción necesaria entre base y ácido. La proporción se utiliza para calcular la cantidad de ácido/base débil y su conjugado que hay que mezclar.
- Los tampones tienen muchas aplicaciones, como mantener estables las enzimas, la fabricación y el análisis químico.
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