Una solución tampón (más precisamente, tampón de pH o tampón de iones de hidrógeno ) es una solución acuosa que consta de una mezcla de un ácido débil y su base conjugada , o viceversa. Su pH cambia muy poco cuando se le agrega una pequeña cantidad de ácido o base fuerte . Las soluciones tampón se utilizan como un medio para mantener el pH a un valor casi constante en una amplia variedad de aplicaciones químicas. En la naturaleza, existen muchos sistemas que utilizan tampones para regular el pH. Por ejemplo, el sistema tampón de bicarbonato se utiliza para regular el pH de la sangre., y el bicarbonato también actúa como amortiguador en el océano .
Principios de almacenamiento en búfer
Las soluciones tampón resisten el cambio de pH debido al equilibrio entre el ácido débil HA y su base conjugada A - :
- HA ⇌ H + + A -
Cuando se agrega algo de ácido fuerte a una mezcla de equilibrio del ácido débil y su base conjugada , se agregan iones de hidrógeno (H + ) y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, de acuerdo con el principio de Le Châtelier . Debido a esto, la concentración de iones de hidrógeno aumenta menos de la cantidad esperada para la cantidad de ácido fuerte agregado. De manera similar, si se agrega álcali fuerte a la mezcla, la concentración de iones de hidrógeno disminuye menos de la cantidad esperada para la cantidad de álcali agregada. El efecto se ilustra mediante la valoración simulada de un ácido débil con p K a = 4,7. La concentración relativa de ácido no disociado se muestra en azul y de su base conjugada en rojo. El pH cambia con relativa lentitud en la región tampón, pH = p K a ± 1, centrado en pH = 4,7, donde [HA] = [A - ]. La concentración de iones de hidrógeno disminuye menos de la cantidad esperada porque la mayor parte del ión de hidróxido agregado se consume en la reacción.
- OH - + HA → H 2 O + A -
y solo se consume un poco en la reacción de neutralización (que es la reacción que da como resultado un aumento del pH)
- OH - + H + → H 2 O.
Una vez que el ácido está desprotonado en más del 95% , el pH aumenta rápidamente porque la mayor parte del álcali añadido se consume en la reacción de neutralización.
Capacidad del búffer
La capacidad tampón es una medida cuantitativa de la resistencia al cambio de pH de una solución que contiene un agente tampón con respecto a un cambio de concentración de ácido o álcali. Puede definirse de la siguiente manera: [1] [2]
dónde es una cantidad infinitesimal de base agregada, o
dónde es una cantidad infinitesimal de ácido añadido. El pH se define como −log 10 [H + ] y d (pH) es un cambio infinitesimal en el pH.
Con cualquier definición, la capacidad tampón para un ácido débil HA con constante de disociación K a se puede expresar como [3] [4] [2]
donde [H + ] es la concentración de iones de hidrógeno, yes la concentración total de ácido añadido. K w es la constante de equilibrio para la autoionización del agua , igual a 1.0 × 10 −14 . Nótese que en la solución H + existe como el ión hidronio H 3 O + , y una mayor acuatización del ión hidronio tiene un efecto insignificante sobre el equilibrio de disociación, excepto a concentraciones muy altas de ácido.
Esta ecuación muestra que hay tres regiones de mayor capacidad de amortiguación (ver figura).
- En la región central de la curva (de color verde en el gráfico), el segundo término es dominante, y
- La capacidad tampón se eleva a un máximo local a pH = pK a . La altura de este pico depende del valor de pK a . La capacidad amortiguadora es insignificante cuando la concentración [HA] del agente amortiguador es muy pequeña y aumenta al aumentar la concentración del agente amortiguador. [2] Algunos autores muestran solo esta región en gráficos de capacidad de búfer. [1]
- La capacidad tampón cae al 33% del valor máximo a pH = p K a ± 1, al 10% a pH = p K a ± 1,5 y al 1% a pH = p K a ± 2. Por esta razón, el rango más útil es aproximadamente p K a ± 1. Al elegir un tampón para usar con un pH específico, debe tener un valor de p K a lo más cercano posible a ese pH. [1]
- Con soluciones fuertemente ácidas, pH menor que aproximadamente 2 (de color rojo en la gráfica), el primer término de la ecuación domina, y la capacidad tampón aumenta exponencialmente al disminuir el pH:
- Esto se debe al hecho de que el segundo y tercer términos se vuelven insignificantes a un pH muy bajo. Este término es independiente de la presencia o ausencia de un agente tampón.
- Con soluciones fuertemente alcalinas, pH más de aproximadamente 12 (de color azul en la gráfica), el tercer término en la ecuación domina, y la capacidad tampón aumenta exponencialmente al aumentar el pH:
- Esto se debe al hecho de que el primer y el segundo términos se vuelven insignificantes a un pH muy alto. Este término también es independiente de la presencia o ausencia de un agente tampón.
Aplicaciones
El pH de una solución que contiene un agente tampón solo puede variar dentro de un rango estrecho, independientemente de qué más pueda estar presente en la solución. En los sistemas biológicos, esta es una condición esencial para que las enzimas funcionen correctamente. Por ejemplo, en sangre humana una mezcla de ácido carbónico (H
2CO
3) y bicarbonato (HCO-
3) está presente en la fracción plasmática ; esto constituye el principal mecanismo para mantener el pH de la sangre entre 7,35 y 7,45. Fuera de este rango estrecho (7,40 ± 0,05 unidades de pH), se desarrollan rápidamente condiciones metabólicas de acidosis y alcalosis que , en última instancia, conducen a la muerte si no se restaura rápidamente la capacidad tampón correcta.
Si el valor de pH de una solución sube o baja demasiado, la eficacia de una enzima disminuye en un proceso, conocido como desnaturalización , que suele ser irreversible. [5] La mayoría de las muestras biológicas que se utilizan en la investigación se mantienen en una solución tampón, a menudo solución salina tamponada con fosfato (PBS) a pH 7,4.
En la industria, los agentes tamponadores se utilizan en los procesos de fermentación y en el establecimiento de las condiciones adecuadas para los tintes utilizados en la coloración de tejidos. También se utilizan en análisis químicos [4] y calibración de medidores de pH .
Agentes tampón simples
Agente intermediario p K a Rango de pH útil Ácido cítrico 3,13, 4,76, 6,40 2.1–7.4 Ácido acético 4.8 3.8–5.8 KH 2 PO 4 7.2 6.2–8.2 CHES 9.3 8,3–10,3 Borato 9.24 8.25-10.25
Para tampones en regiones ácidas, el pH puede ajustarse a un valor deseado añadiendo un ácido fuerte como ácido clorhídrico al agente tampón particular. Para tampones alcalinos, se puede agregar una base fuerte como hidróxido de sodio . Alternativamente, se puede preparar una mezcla tampón a partir de una mezcla de un ácido y su base conjugada. Por ejemplo, se puede preparar un tampón de acetato a partir de una mezcla de ácido acético y acetato de sodio . De manera similar, se puede preparar un tampón alcalino a partir de una mezcla de la base y su ácido conjugado.
Mezclas tampón "universales"
Combinando sustancias con valores de p K a que difieren solo en dos o menos y ajustando el pH, se puede obtener una amplia gama de tampones. El ácido cítrico es un componente útil de una mezcla tampón porque tiene tres valores de p K a , separados por menos de dos. El rango de amortiguamiento se puede ampliar agregando otros agentes amortiguadores. Las siguientes mezclas ( soluciones tampón de McIlvaine ) tienen un rango de tampón de pH 3 a 8. [6]
Na 2 HPO 4 0,2 M (ml) Ácido cítrico 0,1 M (ml) pH 20.55 79,45 3,0 38,55 61,45 4.0 51,50 48,50 5,0 63.15 36,85 6.0 82,35 17,65 7.0 97.25 2,75 8.0
Se puede preparar una mezcla que contenga ácido cítrico , fosfato monopotásico , ácido bórico y ácido dietilbarbitúrico para cubrir el rango de pH de 2.6 a 12. [7]
Otros búferes universales son el búfer Carmody [8] y el búfer Britton-Robinson , desarrollados en 1931.
Compuestos tampón comunes utilizados en biología
Para conocer el rango efectivo, consulte Capacidad del búfer , más arriba.
Nombre común (nombre químico) | Estructura | p K a , 25 ° C | Temperatura. efecto, dpH/d T(K −1 ) [9] | Mol. peso |
---|---|---|---|---|
TAPS , ([ácido tris (hidroximetil) metilamino] propanosulfónico) | 8.43 | −0,018 | 243,3 | |
Bicina , (ácido 2- (bis (2-hidroxietil) amino) acético) | 8,35 | −0,018 | 163,2 | |
Tris , (tris (hidroximetil) aminometano o 2-amino-2- (hidroximetil) propano-1,3-diol) | 8.07 [a] | −0,028 | 121.14 | |
Tricina , (N- [tris (hidroximetil) metil] glicina) | 8.05 | −0,021 | 179,2 | |
TAPSO , ( ácido 3- [N-tris (hidroximetil) metilamino] -2-hidroxipropanosulfónico) | 7.635 | 259,3 | ||
HEPES , (ácido 4- (2-hidroxietil) -1-piperazinetanosulfónico) | 7,48 | −0,014 | 238,3 | |
TES , (ácido 2 - [[1,3-dihidroxi-2- (hidroximetil) propan-2-il] amino] etanosulfónico) | 7.40 | −0,020 | 229.20 | |
MOPS , (ácido 3- (N-morfolino) propanosulfónico) | 7,20 | −0,015 | 209,3 | |
TUBOS , (piperazina-N, N′-bis (ácido 2-etanosulfónico)) | 6,76 | −0,008 | 302,4 | |
Cacodilato , (ácido dimetilarsénico) | 6.27 | 138,0 | ||
MES , (ácido 2- (N-morfolino) etanosulfónico) | 6.15 | −0,011 | 195,2 |
- ^ Tris es una base, el p K a = 8.07 se refiere a su ácido conjugado.
Calcular el pH del tampón
Ácidos monopróticos
Primero escribe la expresión de equilibrio
- HA ⇌ A - + H +
Esto muestra que cuando el ácido se disocia, se producen cantidades iguales de ion hidrógeno y anión. Las concentraciones de equilibrio de estos tres componentes se pueden calcular en una tabla ICE (ICE significa "inicial, cambio, equilibrio").
Mesa ICE para un ácido monoprótico [DECIR AH] [A - ] [H + ] I C 0 0 y C - x X X mi C 0 - x X x + y
La primera fila, denominada I , enumera las condiciones iniciales: la concentración de ácido es C 0 , inicialmente no disociado, por lo que las concentraciones de A - y H + serían cero; y es la concentración inicial de ácido fuerte añadido , como ácido clorhídrico. Si se agrega álcali fuerte, como hidróxido de sodio, entonces y tendrá un signo negativo porque el álcali elimina los iones de hidrógeno de la solución. La segunda fila, denominada C para "cambio", especifica los cambios que ocurren cuando el ácido se disocia. La concentración de ácido disminuye en una cantidad - x , y las concentraciones de A - y H + aumentan ambas en una cantidad + x . Esto se sigue de la expresión de equilibrio. La tercera fila, denominada E para "equilibrio", suma las dos primeras filas y muestra las concentraciones en equilibrio.
Para encontrar x , use la fórmula para la constante de equilibrio en términos de concentraciones:
Sustituya las concentraciones por los valores que se encuentran en la última fila de la tabla ICE:
Simplificar a
Con valores específicos para C 0 , K a e y , esta ecuación se puede resolver para x . Suponiendo que pH = −log 10 [H + ], el pH se puede calcular como pH = −log 10 ( x + y ).
Ácidos polipróticos
Los ácidos polipróticos son ácidos que pueden perder más de un protón. La constante de disociación del primer protón se puede denotar como K a1 y las constantes de disociación de protones sucesivos como K a2 , etc. El ácido cítrico es un ejemplo de ácido poliprótico H 3 A, ya que puede perder tres protones.
Constantes de disociación escalonadas Equilibrio Ácido cítrico H 3 A ⇌ H 2 A - + H + p K a1 = 3,13 H 2 A - ⇌ HA 2− + H + p K a2 = 4,76 HA 2− ⇌ A 3− + H + p K a3 = 6,40
Cuando la diferencia entre los sucesivos p K a valores es menor que aproximadamente 3, existe un solapamiento entre el intervalo de pH de la existencia de la especie en equilibrio. Cuanto menor sea la diferencia, mayor será la superposición. En el caso del ácido cítrico, la superposición es extensa y las soluciones de ácido cítrico se tamponan en todo el rango de pH de 2,5 a 7,5.
El cálculo del pH con un ácido poliprótico requiere realizar un cálculo de especiación . En el caso del ácido cítrico, esto implica la solución de las dos ecuaciones de balance de masa:
C A es la concentración analítica del ácido, C H es la concentración analítica de iones de hidrógeno añadido, β q son las constantes de asociación acumulativos :
K w es la constante de autoionización del agua . Hay dos ecuaciones simultáneas no lineales en dos cantidades desconocidas [A 3− ] y [H + ]. Hay muchos programas de computadora disponibles para hacer este cálculo. El diagrama de especiación del ácido cítrico se elaboró con el programa HySS. [10]
NB La numeración de las constantes totales acumulativas es la inversa de la numeración de las constantes de disociación escalonadas.
Constantes de asociación acumulativas Equilibrio Ácido cítrico A 3− + H + ⇌ AH 2+ Log β 1 = pk a3 A 3− + 2H + ⇌ AH 2 + Log β 2 = pk a2 + pk a3 A 3− + 3H + ⇌ AH 3 Log β 3 = pk a1 + pk a2 + pk a3
Se requieren constantes totales acumulativas cuando se usa un programa de computadora de propósito general como el que se usó para obtener el diagrama de especiación anterior.
Ver también
- Ecuación de Henderson-Hasselbalch
- Agente intermediario
- Amortiguadores del bien
- Efecto de iones comunes
- Tampón de iones metálicos
- Tampón mineral redox
Referencias
- ↑ a b c Skoog, Douglas A .; West, Donald M .; Holler, F. James; Crouch, Stanley R. (2014). Fundamentos de Química Analítica (9ª ed.). Brooks / Cole. pag. 226. ISBN 978-0-495-55828-6.
- ^ a b c Urbansky, Edward T .; Schock, Michael R. (2000). "Comprensión, derivación y cálculo de la capacidad de búfer". Revista de educación química . 77 (12): 1640–1644. doi : 10.1021 / ed077p1640 .
- ^ Mayordomo, JN (1998). Equilibrio iónico: cálculos de solubilidad y pH . Wiley. págs. 133-136. ISBN 978-0-471-58526-8.
- ^ a b Hulanicki, A. (1987). Reacciones de ácidos y bases en química analítica . Traducido por Masson, Mary R. Horwood. ISBN 978-0-85312-330-9.
- ^ Escorpio, R. (2000). Fundamentos de ácidos, bases, tampones y su aplicación a sistemas bioquímicos . ISBN 978-0-7872-7374-3.
- ^ McIlvaine, TC (1921). "Una solución tampón para la comparación colorimétrica" (PDF) . J. Biol. Chem . 49 (1): 183–186. Archivado (PDF) desde el original el 26 de febrero de 2015.
- ^ Mendham, J .; Denny, RC; Barnes, JD; Thomas, M. (2000). "Apéndice 5". Libro de texto de Vogel's de análisis químico cuantitativo (5ª ed.). Harlow: Educación de Pearson. ISBN 978-0-582-22628-9.
- ^ Carmody, Walter R. (1961). "Serie tampón de amplio rango de fácil preparación". J. Chem. Educ . 38 (11): 559–560. Código bibliográfico : 1961JChEd..38..559C . doi : 10.1021 / ed038p559 .
- ^ "Centro de referencia de búfer" . Sigma-Aldrich. Archivado desde el original el 17 de abril de 2009 . Consultado el 17 de abril de 2009 .
- ^ Alderighi, L .; Gans, P .; Ienco, A .; Peters, D .; Sabatini, A .; Vacca, A. (1999). "Simulación y especiación de Hyperquad (HySS): un programa de utilidad para la investigación de equilibrios que involucran especies solubles y parcialmente solubles" . Revisiones de química de coordinación . 184 (1): 311–318. doi : 10.1016 / S0010-8545 (98) 00260-4 . Archivado desde el original el 4 de julio de 2007.
enlaces externos
"Tampones biológicos" . Dispositivos REACH.