Solución tampón

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Soluciones tampón (del inglés buffer , de buff - "suavizar el golpe") - soluciones con una cierta concentración estable de iones de hidrógeno , cuyo pH cambiará poco cuando se les agreguen pequeñas cantidades de una base fuerte o ácido fuerte , como así como cuando se diluye y se concentra.

El principio de funcionamiento de los sistemas de amortiguación

Los sistemas amortiguadores son una mezcla de un ácido (donante de protones) y su base conjugada (aceptor de protones), es decir, partículas que difieren en . Los equilibrios se establecen en la solución: ${\ estilo de visualización {\ ce {H+))}$

{\ce {H2O <=> H+ + OH-}}

( autoprotólisis del agua)

{\ce {HA <=> H+ + A-}}

(disociación ácida, las cargas son condicionales, en base a la suposición de que el ácido es una molécula neutra)

Cada uno de estos equilibrios se caracteriza por su propia constante: el primero es el producto iónico del agua , el segundo es la constante de disociación del ácido .

Cuando se agrega un ácido fuerte al sistema, protona la base [1] , que está incluida en la mezcla amortiguadora, y la adición de una base fuerte une los protones y desplaza el segundo equilibrio hacia los productos, mientras que, como resultado, el la concentración en la solución cambia ligeramente [2] . ${\ estilo de visualización {\ ce {H+))}$

Sistemas de amortiguamiento

Los sistemas se pueden utilizar como mezclas tampón:

ácido débil y su sal con una base fuerte, por ejemplo, tampón de acetato CH 3 COOH + CH 3 COONa

{\mathsf {CH_{3}COOH\rightleftarrows CH_{3}COO^{-}+H^{+))}

una base débil y su sal con un ácido fuerte, como tampón de amoníaco NH 4 OH + NH 4 Cl

{\mathsf {NH_{4}OH\rightleftarrows NH_{4}^{+}+OH^{-}}}

sal ácida y sal media de un ácido débil con una base fuerte, por ejemplo, tampón carbonato Na 2 CO 3 + NaHCO 3

{\displaystyle {\mathsf {HCO_{3}^{-}\rightarrow CO_{3}^{2-}+H^{+))))

Cálculo de sistemas tampón de pH

El valor de pH de las soluciones tampón se puede calcular utilizando la ecuación de Henderson :

Para el ácido débil HA y su sal con la base fuerte BA

{\mathsf {pH=pK_{HA}+lg{\frac {C_{BA}}{C_{HA}}}}}

Para la base débil BOH y su sal con el ácido fuerte BA

{\mathsf {pH=14-pK_{BOH}+lg{\frac {C_{BOH}}{C_{BA}}}}}

Por ejemplo, el pH de una solución tampón de amoníaco NH 4 OH + NH 4 Cl viene dado por:

{\mathsf {pH=14-pK_{NH_{4}OH}+lg{\frac {C_{NH_{4}OH}}{C_{NH_{4}Cl))))}

El pH de una solución tampón de carbonato se expresa mediante la fórmula:

{\mathsf {pH=pK_{2}-lg{\frac {C_{{NaHCO_{3}}}}{C_{{Na_{2}CO_{3}}}}}}}

Depósito de inercia

Las soluciones tampón retienen su efecto solo hasta una cierta cantidad de ácido, base o grado de dilución agregados, que está asociado con un cambio en las concentraciones de sus componentes.

La capacidad de una solución amortiguadora para mantener su pH está determinada por su capacidad amortiguadora, la cantidad de ácido o base fuerte que debe agregarse a 1 litro de una solución amortiguadora para cambiar su pH en uno. La capacidad amortiguadora es mayor cuanto mayor es la concentración de sus componentes.

La capacidad amortiguadora π está determinada por la fórmula

{\displaystyle \pi ={\operatorname {d} \!x \over \operatorname {d} \!pH))

donde dx es la concentración del ácido fuerte introducido (base), es decir, su cantidad , relacionada con el volumen de la solución tampón.

El área de amortiguación es el rango de pH en el que el sistema de amortiguación puede mantener un valor de pH constante. Normalmente es igual a pK a ±1.

Rol biológico

Las soluciones tampón son de gran importancia para las reacciones en los organismos vivos. Por ejemplo, en la sangre, la constancia del valor del pH (homeostasis química) se mantiene mediante tres sistemas tampón independientes: bicarbonato , fosfato y proteína. Se conocen un gran número de soluciones tampón (solución tampón de acetato amónico, solución tampón de fosfato , solución tampón de borato , solución tampón de formiato, etc.).

Ejemplos de soluciones amortiguadoras

Notas

↑ Alekseev, V. N. Análisis Cuantitativo / Ed. ORDENADOR PERSONAL. Aghasian. - Ed. 4º, revisado. - M.: Química, 1972. - 504 p. : 24 fichas, 76 fig. pág.280
↑ Lehninger A. Fundamentos de bioquímica. - Mir, 1985. - T. 1. - S. 93-96. — 367 págs.

Literatura

Enciclopedia Química / Ed.: Knunyants I.L. y otros.- M .: Enciclopedia soviética, 1988.- T. 1 (Abl-Dar). — 623 pág.