¡Tu cuerpo es inteligente! Sus células producen continuamente sustancias que provocan cambios en el pH, desde el ácido láctico hasta el dióxido de carbono y las cetonas.
- Si el pH de la sangre —o de cualquier otro líquido corporal— es demasiado alto, se entra en un estado de alcalosis. Los primeros síntomas son entumecimiento y espasmos musculares.
- Por el contrario, si baja demasiado, se entra en un estado de acidosis.
Pero, no te preocupes: el cuerpo de la mayoría de las personas es capaz de mantener sus niveles internos de pH más o menos estables, mediante unos sistemas llamados disoluciones tampón (o buffer, en inglés).
- Este artículo trata sobre las disoluciones tampón en química.
- Aprenderás las disoluciones tampón ácidas y básicas, y lo que les ocurre cuando se añaden más sustancias ácidas y alcalinas.
- Podrás ver las disoluciones tampón en acción, con un ejemplo de la vida real.
- A continuación, comprenderás cómo se pueden realizar cálculos de las disoluciones tampón y podrás poner en práctica los conocimientos adquiridos.
¿Qué es un tampón químico o disolución buffer?
Una disolución buffer mantiene un pH constante cuando se le añaden pequeñas cantidades de ácido o base.
Los tipos de tampones químicos
Las disoluciones tampón pueden ser ácidas o básicas. Están diseñadas para mantener las concentraciones de iones de hidrógeno y de iones de hidróxido más o menos iguales, al reaccionar con cualquier sustancia que se les añada, ya sea otro ácido u otra base.
Las disoluciones tampón ácidas
Las disoluciones tampón ácidas se forman al mezclar un ácido débil con una de sus sales en disolución. La sal es también la base conjugada del ácido.
Una base conjugada es una base que se forma cuando un ácido pierde un protón.
¡Veamos cómo funcionan las disoluciones tampón ácidas!
Supongamos que tenemos el ácido débil HA y su sal soluble MA. Debes saber, por el artículo Ácidos y bases fuertes y débiles, que los ácidos débiles se disocian parcialmente en una disolución. Esto es importante para mantener un pH constante, si añadimos un compuesto alcalino. En el caso de nuestro ácido HA, la disociación es algo así:
$$HA_{(ac)}\rightleftharpoons H^{+}_{(ac)}+A^{-}_{(ac)}$$
Como el ácido solo se disocia parcialmente, las concentraciones de iones H+ y de iones OH- son muy pequeñas.
Por otro lado, la sal soluble MA se ioniza completamente en solución:
$$MA_{(ac)}\rightleftharpoons M^{+}_{(ac)}+A^{-}_{(ac)}$$
Esto es fundamental para mantener un pH constante, si añadimos un ácido.
Añadir una base a las disoluciones tampón ácidas
Si añadimos una base a la disolución tampón, básicamente estamos añadiendo iones de hidróxido, es decir, OH-. Es de esperar que el pH aumente; sin embargo, los iones OH- reaccionan con el ácido débil de la disolución tampón para formar agua y los iones A-:
$$OH^{-}_{(ac)} + HA_{(ac)} \rightarrow H_{2}O_{(ac)} + A^{-}_{(ac)}$$
Esto significa que, en general, el número de iones hidrógeno y de iones hidróxido no ha cambiado, lo que implica que [H+] y [OH-] son los mismos: el tampón ha resistido el cambio de pH.
Los iones OH- también pueden eliminarse mediante un segundo proceso: reaccionan con los iones de hidrógeno producidos cuando se disocia una pequeña proporción del ácido débil HA, produciendo agua. En cuanto reaccionan, el equilibrio se desplaza hacia la derecha y, por tanto, se disocia más ácido débil hasta que se consume toda la base:
$$OH^{-}_{(ac)} + H^{+}_{(ac)} \rightarrow H^{2}O_{(l)}$$
Aunque hemos escrito estas ecuaciones utilizando la flecha de la reacción directa, debes tener en cuenta que en realidad son reacciones reversibles. Sin embargo, el equilibrio se encuentra muy a la derecha, por lo que apenas se produce la reacción inversa.
Añadir un ácido a las soluciones tampón ácidas
Si añadimos un ácido a la disolución tampón, esperaríamos que el pH disminuyera, ya que el ácido dona protones, que no son más que iones de hidrógeno, a la disolución. Sin embargo, aquí es donde entra en juego la sal soluble MA: Los protones reaccionan con los iones A- producidos cuando la sal se ioniza para formar el ácido débil HA.
A- (ac) + H+ (ac) → HA (ac)
En general, las concentraciones de iones de hidrógeno y de iones de hidróxido se han mantenido prácticamente iguales. El tampón ha vuelto a resistir un cambio de pH.
Te darás de cuenta de que al añadir un ácido a una disolución tampón ácida se produce más cantidad del ácido débil, HA. Se trata de una reacción reversible: el ácido podría volver a disociarse en H+ y A-, aumentando la [H+]. Pero, recuerdea que los ácidos débiles solo se disocian parcialmente en una disolución, por lo que el aumento real de [H+] es muy pequeño.
Una disolución tampón ácida alternativa
También se puede crear una disolución tampón ácida al neutralizar a medias un ácido débil con una base fuerte.
La neutralización a medias es el punto en el que la mitad del ácido de una solución ha sido neutralizado por una base. Esto significa que la mitad de los protones se han consumido.
Esto forma la misma disolución que hemos visto anteriormente: una disolución que contiene un ácido débil y su sal. Sin embargo, como el ácido está medio neutralizado, la disolución tampón tiene una propiedad única: su pKa es igual a su pH.
Veamos esto con más detalle. Tomemos un mol del ácido débil HA y medio mol de la base MOH en una solución con un volumen de 1 litro. A la mitad de la neutralización, exactamente la mitad del ácido débil reacciona con la base para formar una sal, MA, y agua, H2O.
La siguiente ecuación muestra el número de moles antes de la reacción, el cambio en el número de moles y el número de moles después de la reacción para cada uno de los grupos: HA (ac) + MOH (ac) → MA (ac) + H2O
| HA (ac) + | MOH (ac) → | MA (ac) + | H2O |
Moles iniciales | 1,00 | 0,50 | 0,00 | 0,00 |
Cambio en moles | -0,50 | -0,50 | 0,50 | 0,50 |
Moles finales | 0,50 | 0,00 | 0,50 | 0,50 |
Tabla 1: El cambio de moles en una reacción entre un ácido débil y una base fuerte.
Tenemos 0,5 moles del ácido débil HA y la sal MA. MA se ioniza en disolución acuosa en M+ y A-. Esto significa que también tenemos 0,5 moles de iones A-. Hay la misma cantidad de moléculas de HA que de iones A-, así que sus concentraciones son iguales. En otras palabras:
$$[HA] = [A^{-}]$$
Veamos ahora la ecuación de Ka de ácido débil HA. Como [HA] y [A-] son iguales, encontramos que el [A-] en la parte superior de la ecuación se cancela con el [HA]:
![]()
$$K_{a}=[H^{+}]$$
Entonces, nos queda solo Ka igual a H+. Esto significa que el pH de esta disolución tampón es igual al pKa del ácido:
$$K_{a}=[H^{+}]$$
$$pK_{a}=pH$$
Disoluciones tampón básicas
Al igual que las disoluciones tampón ácidas, las disoluciones tampón básicas están formadas por una base débil y una de sus sales. Esta sal es el ácido conjugado de la base.
Un ácido conjugado es se forma cuando una base gana un protón.
Veamos un ejemplo:
En el caso de la disolución tampón que se forma al mezclar amoníaco con cloruro de amonio, como el amoníaco es una base débil, se disocia parcialmente en la disolución. Esto lo podemos ver en la siguiente ecuación:
$$NH_{3\ (ac)} + H_{2}O_{(l)} \rightleftharpoons NH^{+}_{4\ (ac)} + OH^{-}_{(ac)} $$
El cloruro de amonio es una sal y, por tanto, se disocia completamente en una disolución acuosa:
$$NH_{4}Cl_{(ac)} \rightarrow NH_{4\ (ac)}^{+} + Cl^{-}_{(ac)}$$
Aprendamos, ahora, cómo reacciona la disolución tampón al añadir más ácidos y bases.
Añadir un ácido a las disoluciones tampón básicas
Si añadimos un ácido, los iones H+ que libera reaccionan con el amoníaco acuoso para formar iones de amonio:
$$NH_{3\ (ac)} + H^{+}_{(ac)} \rightarrow NH^{+}_{4\ (ac)}$$
También se podría dar una reacción secundaria. Acuérdate que una pequeña proporción del amoníaco en disolución se disocia en iones amonio, NH4+, y en iones hidróxido, OH-. Los iones de hidrógeno del ácido también pueden reaccionar con los iones de hidróxido para formar agua:
$$H^{+}_{(ac)} + OH^{-}_{(ac)} \rightarrow H_{2}O_{(l)}$$
Como los iones de hidrógeno han reaccionado y se han agotado, las concentraciones globales de iones de hidrógeno e iones de hidróxido permanecen constantes. La solución tampón ha resistido el cambio de pH.
Añadir una base a las disoluciones tampón básicas
Si añadimos una base a la disolución tampón, esta reacciona con los iones amonio de la solución para formar amoníaco y agua:
$$NH_{4\ (ac)}^{+} + OH^{-}_{(ac)} \rightarrow NH_{3\ (ac)} + H_{2}O_{(l)}$$
En general, la concentración de iones hidróxido permanece prácticamente inalterada. La disolución tampón ha resistido el cambio de pH.
Estas reacciones son, en realidad, reacciones reversibles, igual que las anteriores. Sin embargo, la reacción que preside es la directa, por lo que es más fácil pensar en ellas como unidireccionales.
Ejemplos de soluciones tampón
Ahora, veamos un ejemplo de una disolución tampón en acción:
Una disolución tampón típica puede hacerse con ácido etanoico y etanoato de sodio. El ácido etanoico se disocia parcialmente en la disolución acuosa:
$$CH_{3}COOH_{(ac)} \rightleftharpoons CH_{3}COO^{-}_{(ac)} + H^{+}_{(ac)}$$
Por su parte, el etanoato de sodio se disocia totalmente en una disolución acuosa:
$$CH_{3}COONa_{(ac)} \rightleftharpoons CH_{3}COO^{-}_{(ac)} + Na^{+}_{(ac)}$$
Si añadimos iones de hidrógeno, H+, estos reaccionan con los iones de etanoato, CH3COO-, procedentes del etanoato de sodio:
$$CH_{3}COO^{-}_{(ac)} + H^{+}_{(ac)}\rightleftharpoons CH_{3}COOH_{(ac)}$$
Si añadimos iones hidróxido, OH-, o bien reaccionan con el ácido etanoico, CH3COOH (para formar iones etanoato y agua) o reaccionan con los iones hidrógeno producidos cuando se disocia una pequeña proporción de ácido etanoico:
$$CH_{3}COOH_{(ac)}+OH^{-}_{(ac)}\rightarrow CH_{3}COO^{-}_{(ac)}+H^{+}_{(ac)}+OH^{-}_{(ac)}\rightarrow H_{2}O_{(l)}$$
En general, el pH de la disolución se mantiene más o menos igual. De nuevo, la solución tampón ha resistido el cambio de pH.
Otras disoluciones tampón se encuentran en los champús, para evitar que se produzcan sarpullidos e irritaciones en la piel, y en la industria cervecera, para controlar cuidadosamente las condiciones que optimicen la fermentación de los azúcares en alcohol.
Tampón bicarbonato
Un sistema tampón extremadamente importante es el que se mantiene el pH del torrente sanguíneo. El ácido carbónico, H2CO3 (H2O disuelto en CO2 en la sangre), y el bicarbonato, HCO3-, trabajan juntos para mantener la sangre a un pH adecuado de alrededor de 7,4:![]()
Tampón fosfato
Otro tampón importante en el cuerpo humano es el tampón fosfato, H2PO4-/HPO42-. Este mantiene el pH ligeramente ácido en los líquidos intracelulares, a un pH alrededor de 6,8. Al ser un ácido poliprótico —es decir, que tiene varios protones—, es una disolución muy efectiva, al igual que el tampón bicarbonato
Cálculos de las disoluciones tampón
Ahora que tenemos claro cómo funcionan las soluciones tampón, podemos calcular su pH.
Calcula el pH de una disolución acuosa de 0,5M (mol/L) de CH3CH2COOH y 1,0 M de CH3CH2COO-Na+. El Ka del CH3CH2COOH es igual a 1,35 · 10-5.
Para encontrar el pH, necesitas conocer [H+]: la concentración de iones de hidrógeno en la disolución. En primer lugar, escribe la reacción y la ecuación que relaciona Ka y [H+]:
$$HA_{(ac)}\rightleftharpoons H^{+}_{(ac)}+A^{-}_{(ac)}$$
$$K_{a}=\frac{[H^{+}]\cdot [A^{-}]}{[HA]}$$
Puedes despejar [H+]
$$[H^{+}]=\frac{[HA]\cdot K_{a}}{[A^{-}]}$$
Aquí, CH3CH2COOH es el ácido débil, HA. Solo una pequeña proporción de este se disocia en iones en la disolución, por lo que [HA] es aproximadamente igual a la concentración dada en la pregunta: 0,5M.
En cambio, todas las moléculas de CH3CH2COO-Na+ se disocia en iones CH3CH2COO- y Na+. El ion CH3CH2COO- es nuestro A- y tiene una concentración de 1,0 M, como se indica en la pregunta.
Al sustituir estos valores en la ecuación, obtendrás lo siguiente:
$$[H^{+}]=\frac{0.5\cdot (1.35\cdot 10^{-5})}{1.0}=6.75\cdot 10^{-6}$$
$$-log(6.75\cdot 10^{-5})=5.17$$
El pH de la disolución es 5,17.
No es demasiado complicado, ¿verdad?
Ahora haremos otro ejemplo; esta vez, calculando el pH de una disolución tampón formada en la reacción entre un ácido débil y una base fuerte.
Se mezclan 250mL de ácido etanoico al 0,1 M con 50mL de hidróxido de sodio al 0,2 M. Calcula el pH de la disolución tampón formada si La Ka para el ácido etanoico = 1,76 · 10-5.
Primero, escribe la reacción:
$$CH3CH2COOH_{(ac)} + NaOH_{(ac)} \rightleftharpoons CH3CH2COO-Na^{+}_{(ac)} + H_{2}O_{(l)}$$
Puedes ver que ácido + base = sal + agua, por lo que se trata de una reacción de neutralización. El ácido (ácido etanoico, CH3COOH) reaccionará con la base (hidróxido de sodio, NaOH) para formar una sal (etanoato de sodio, CH3COO-Na+) y agua. Antes de calcular el pH de la disolución, tienes que averiguar cuántos moles quedan de ácido y de sal, ya que necesitas estos valores para tú cálculo.
Al principio de la reacción, tienes lo siguiente:
| CH3CH2COOH | NaOH |
| Moles iniciales | ![]() 0,025 | ![]() 0,01 |
Acuérdate hacer los factores de conversión para no confundirte al cambiar de unidades.
Puedes notar que, al tener estequiometría 1:1, el hidróxido de sodio es el reactivo limitante; hay menos cantidad y, por tanto, se agotará primero. Por tanto, el ácido y la base reaccionarán juntos hasta que se consuma todo el hidróxido de sodio, como se muestra en la siguiente tabla. Podemos encontrar la concentración de los grupos importantes al final de la reacción, al dividir su número de moles por el volumen total:
| CH3COOH (ac) + | NaOH (ac) → | CH3COO-Na+ + | H2O (I) |
| Moles iniciales | 0,025 | 0,01 | 0 | 0 |
| Cambio en moles | -0,010 | -0,010 | +0,010 | +0,010 |
| Moles finales | 0,015 | 0 | 0,01 | 0,01 |
| Concentración al final (mol dm3) | 0.05 | | 0.033 | |
Tabla 2: Cómo calcular el pH de las disoluciones tampón.
Repasa la ecuación para K
a:
$$HA_{(ac)}\rightleftharpoons H^{+}_{(ac)}+A^{-}_{(ac)}$$
$$K_{a}=\frac{[H^{+}]\cdot [A^{-}]}{[HA]}$$El ácido etanoico es el ácido débil, HA. El producto salino (el etanoato de sodio) se disocia en el ion negativo, A
-. Has calculado sus concentraciones en la tabla anterior. También tienes dado el valor de la K
a del ácido etanoico. Por lo tanto, puedes completar estos valores en la ecuación:
$$[H^{+}]=\frac{0.05\cdot (1.76\cdot 10^{-5})}{0.033}=2.667\cdot 10^{-5}$$
$$pH= -log(2.667\cdot 10^{-5})=4.57$$
El pH de la disolución es de 4,57.
¡Bien hecho! Ya eres un maestro de las disoluciones tampón. Para ayudarte a resumir tus conocimientos, los siguientes diagramas de flujo muestran cómo calcular el pH de una solución tampón ácida:
Fig. 1: Diagrama de flujo que muestra cómo calcular el pH de las disoluciones tampón.
Para calcular el pH de una solución tampón básica, hay una fórmula mucho más sencilla que puedes utilizar; se necesita jugar un poco con la fórmula de la Ka, incluyendo el uso de las leyes de los logaritmos:
$$K_{a}=\frac{[H^{+}]\cdot [A^{-}]}{[HA]}$$
Despejamos [H+], tomamos logaritmos y expandimos según las leyes logarítmicas:
$$[H^{+}]=\frac{[HA]\cdot K_{a}}{[A^{-}]}$$
$$log([H^{+}])=(\frac{[HA]\cdot K_{a}}{[A^{-}]})$$
Como el pH = - log [H+], multiplicamos ambos lados por -1 para que se parezca al pH
$$log([H^{+}])=log([K_{a}])+log(\frac{[HA]\cdot K_{a}}{[A^{-}]})$$
$$-log([H^{+}])=-log([K_{a}])-log(\frac{[HA]\cdot K_{a}}{[A^{-}]})$$
En otras palabras:
$$=pK_{a}-log(\frac{[HA]}{[A^{-}]})$$
Pruébalo empleando los datos con el ejemplo anterior de la disolución acuosa de 0,5M (mol/L) de CH3CH2COOH y 1,0 M de CH3CH2COO-Na+. El Ka del CH3CH2COOH es igual a 1,35 · 10-5. Calcula el pH de la disolución:
$$-log(1.35\cdot 10^{-5})-log(\frac{0.5}{1.0})=5.17$$
Del mismo modo, podemos derivar una ecuación similar para el pH de una solución tampón básica. Acaba siendo lo siguiente:
$$pOH=pK_{b}-log(\frac{[base]}{[sal]})$$
Recuerda que
$$pOH + pH = pKw$$
A temperatura ambiente, pKw = 14. Por lo tanto:
$$pH = 14 - pOH$$
$$$$
Tampón químico - Puntos clave
- Una disolución tampón es una disolución acuosa que mantiene un pH constante cuando se le añaden pequeñas cantidades de ácido o base.
- Las disoluciones tampón ácidas se forman a partir de un ácido débil y una de sus sales.
- Las disoluciones tampón básicas se forman a partir de una base débil y una de sus sales.
- Las disoluciones tampón resisten el cambio de pH, manteniendo constantes las concentraciones de iones hidrógeno e hidróxido.
- En el punto de neutralización media de una reacción entre un ácido débil y una base fuerte, [HA] = [A-] y pKa = pH. La disolución puede utilizarse como tampón.
- Podemos calcular el pH de las soluciones tampón utilizando Ka, [A-] y [HA]
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