En este artículo aprenderemos más sobre los tampones y cómo funcionan mediante reacciones ácido-base .
- Este artículo trata sobre las reacciones ácido-base y los tampones.
- Primero definiremos qué son estos términos y veremos cómo son las reacciones ácido-base.
- Después conoceremos los distintos tipos de soluciones tampón y veremos cómo funcionan.
- Por último, aprenderemos a calcular el pH de las soluciones tampón mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch y veremos algunos ejemplos de su utilización.
Definición de reacciones ácido-base y soluciones tampón
Para empezar, veamos la definición de reacción ácido-base y de solución tampón.
En una reacción ácido-base, un ácido dona un protón (ion H+ ) a una base , que lo acepta. Estas reacciones implican un cambio en el pH, que es una medida de lo ácida/básica que es una solución: el rango de la escala de pH es de 0 (más ácida) a 14 (más básica).
Un tampón es una solución que resiste los cambios de pH. La solución es una mezcla de un ácido débil y su base conjugada (la base que resulta de que ese ácido pierda un protón) o una base débil y su ácido conjugado (el ácido que resulta de que esa base gane un protón).
Ahora que ya hemos tratado las definiciones básicas, veamos cómo son las reacciones ácido-base.
La definición que utilizamos para la reacción ácido-base se basa en la definición de ácidos y bases de Brønsted-Lowry . Existe una segunda clasificación denominada ácidos y bases de Lewis. En estas reacciones ácido-base se donan electrones en lugar de protones.
Ecuaciones de las reacciones ácido-base
Las reacciones ácido-base siguen una estructura básica: $$HA + B \rightarrow A^- + HB$$
Aquí, HA es nuestro ácido, que dona un protón a la base, B. El símbolo, A-, es la base conjugada y HB es el ácido conjugado.
Aunque todas las reacciones ácido-base siguen esta misma estructura, la reacción es ligeramente diferente según la fuerza del ácido y/o la base. Los ácidos/bases fuertes se disocian completamente. He aquí un ejemplo:
$$HCl \rightleftharpoons H^+ + Cl^-$$
El ácido clorhídrico (HCl) es un ácido fuerte, por lo que se disociará completamente en sus iones: H+ y Cl-. Tras la disociación, la concentración de los iones es igual a la concentración inicial del ácido/base fuerte.
Los ácidos/bases débiles funcionan de forma diferente porque no se disocian completamente. He aquí otro ejemplo: $$CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+$$
El ácido acético es un ácido débil, por lo que sólo se disocia parcialmente en un ion H+ y la base conjugada. Como la disociación no es completa, seguirás teniendo el ácido débil, y en una concentración mucho mayor que la de sus iones.
Aquí tienes un diagrama explicativo:
Fig. 1 - Los ácidos fuertes se disocian completamente, mientras que los débiles sólo lo hacen parcialmente.
Cuando un ácido fuerte (o base), se disocia se convertirá completamente en sus iones. En cambio, en el caso de un ácido o base débil, sólo se produce una conversión parcial.
La diferencia en el funcionamiento de estas reacciones es la razón por la que los tampones se fabrican con ácidos y bases débiles y no con fuertes.
Tipos de soluciones tampón
Antes de entrar en por qué las soluciones tampón utilizan ácidos/bases débiles, hablemos de los distintos tipos de bases. Hay dos tipos de soluciones tampón:
- Soluciones tampón ácidas
- Soluciones tampón alcalinas
Lassoluciones tampónácidas se utilizan en sistemas que tienen un pH inferior a 7 (es decir, sistemas ácidos). Están formadas por un ácido débil y su base conjugada. Las soluciones tampón alcalinas se utilizan en sistemas con un pH superior a 7 (soluciones básicas). Están formadas por una base débil y su ácido conjugado.
Aquí tienes una tabla con algunos tampones comunes:
| Nombre del tampón | Fórmula química del tampón | Tipo de tampón | pKa |
| Ácido fluorhídrico/Fluorato sódico | HF/NaF | Ácido | 3.8 |
| Fosfato/Ácido fosfórico | H2PO4-/H3PO4 | Alcalino | 12.4 |
| Amoníaco/Amonio | NH4+/NH3 | Alcalino | 9.3 |
| Ácido acético/Acetato | CH3COOH/CH3COO- | Ácido | 4.8 |
| Ácido nitroso/Nitrito sódico | HNO2/NaNO2 | Ácido | 3.2 |
| Bicarbonato/Ácido carbónico | HCO3-/H2CO3 | Alcalino | 10.3 |
Ahora que conocemos los distintos tipos, podemos aprender cómo las soluciones tampón mantienen estable el pH.
Reacción de neutralización de ácidos y bases para los tampones
El objetivo de un tampón es neutralizar al máximo cualquier ácido o base añadidos, por lo que estos tampones participan en reacciones de neutralización.
Unareacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base que produce agua y una sal. El ácido y la base se "anulan" mutuamente, de modo que los productos tienen un pH neutro (7).
Las reacciones que se producen dependen de lo que se añada al sistema tampón. Empecemos por los tampones ácidos. El sistema que utilizaremos es el ácido acético/acetato (HC2H3O2/C2H3O2-).
Cuando se añade una base fuerte, el OH- será neutralizado por el ácido débil:
$$HC_2H_3O_2 + OH^-\-flecha recta H_2O + C_2H_3O_2^-$$
El tampón "absorbe" los iones OH-, por lo que el pH no cambiará mucho.
Cuando se añade un ácido fuerte, los iones H+ se combinan con la base conjugada para reformar el ácido débil: $$H^+ + C_2H_3O_2^-flechaarriba HC_2H_3O_2$$
Aquí tienes un gráfico que muestra lo que ocurre en la solución:
Fig. 2 - Efectos de la adición de un ácido o una base fuerte en un sistema tampón.
La formación del ácido débil/base conjugada sólo modificará ligeramente el pH, debido a su debilidad. Sin embargo, si se tratara de un ácido o una base fuertes , sería otra historia. Por este motivo, los tampones se fabrican a partir de ácidos/bases débiles.
Los tampones alcalinos funcionan del mismo modo, ya que también contienen un ácido débil y una base débil.
pH de la solución amortiguadora
Sabemos que los tampones están diseñados para mantener estable el pH, pero éste seguirá alterándose ligeramente cuando se añada un ácido o una base fuertes. La forma de medir el pH de una solución amortiguadora es utilizando laecuación de Henderson-Hasselbalch .
La ecuación de Henderson-Hasselbalch mide el pH de los sistemas tampón. La fórmula es: $$pH=pK_a+log(\frac{[A^-]}{[HA]})$$
donde [A-] es la concentración de base, [HA] es la concentración de ácido, y pKa es el logaritmo negativo deKa la constante de disociación del ácido
Laconstante de disociación del ácido (Ka ) mide la fuerza de un ácido. Cuanto mayor es laKa, más fuerte es el ácido. Para una reacción general
$$HA \rightleftharpoons A^- + H^+$$
La fórmula deKa es
$$K_a=\frac{[A^-][H^+]}{[HA]}$$
Vamos a trabajar en un problema rápido de ejemplo.
¿Cuál es el pH de una solución tampón de ácido acético 0,2 M (CH3COOH) / acetato 0,15 M (CH3COO-) si el pKa del ácido acético es 4,8?
Sólo tenemos que introducir estos valores en nuestra ecuación. Aquí el acetato es la base, por lo que estará en el numerador.
$$ p\,H = pK_a+log( \frac{[A^-]} {[HA]} ) $$ $$ p\,H = 4,8+log(\frac{[0,15\,M]}{[0,2\,M]}) $$ $$ p\,H = 4,8-0,125 $$ $$ p\,H = 4,675 $$
Cuando las concentraciones del ácido y la base son iguales, entonces el logaritmo será igual a cero. Esto significa que el pKa= pH
La concentración de ácido y base que aparece en la ecuación es la concentración total , no sólo la del tampón. Por tanto, si se añadiera HCl a una muestra de tampón, la concentración del ácido sería la suma de las concentraciones de la base débil y del HCl. En el siguiente apartado, recorreremos este tipo de ejemplos.
Ejemplos de reacciones ácido-base y tampones
Ahora que sabemos cómo calcular el pH de las soluciones tampón, podemos aprender a calcular el pH cuando se añade un ácido/base fuerte. Repasemos juntos algunos ejemplos.
Una solución tampón de 1,0 L de 0,20 mol de ácido fluorhídrico (HF) y 0,20 mol de fluoruro sódico (NaF) se utiliza para mantener estable el pH de un sistema ácido. ¿Cuál es el pH cuando se añaden 0,15 mol de HCl, lo que eleva el volumen total a 1,2 L? El pKa del HF es 3,8.
Como ya hemos dicho, calculamos el pH utilizando la concentración total del ácido y la base. En primer lugar, podemos calcular la concentración de base, que no es más que la cantidad molar dividida por el (nuevo) volumen total.
$$\frac{0.20\,mol}{1.2\,L}=0.167\,M\,A^-$$
He etiquetado el ácido y la base como HA y A- en lugar de por sus nombres, ya que son los términos en los que está la ecuación de Henderson-Hasselbalch.
A continuación, calculamos el volumen del ácido. Para ello, sumamos las cantidades molares de HF y HCl y las dividimos por el volumen.
$$\frac{0.20\,mol+0.15\,mol}{1.2\,L}=0.29\,M\,HA$$
Ahora sólo tenemos que introducir estos valores en nuestra ecuación para obtener el pH del sistema cuando se añade el HCl.
$$ pH=pK_a+log(\frac{[A^-]}{[HA]}) $$ $$ pH=3,8+log(\frac{[0,167,M]}{[0,29\,M]}) $$ $$ pH=3,8-0,24 $$ $$ pH=3,56 $$
Ahora probemos un ejemplo en el que se añade una base.
Se utiliza una solución tampón de 1,6 L de 0,35 mol de amoníaco (NH3)/amonio (NH4Cl) para mantener estable el pH de un sistema básico. ¿Cuál es el pH cuando se añaden 0,22 mol de NaOH, llevando el volumen total a 2,0 L? El pKa del amonio es 9,3.
Como antes, tenemos que calcular la concentración tanto del ácido como de la base. La concentración de ácido no es más que la cantidad molar de amonio dividida por el volumen total, mientras que la concentración de base es la suma de las cantidades molares de amoniaco y NaOH dividida por el volumen.
$$\frac{0.35\,mol}{2.0\,L}=0.175\,M\,HA$$ $$\frac{(0.35\,mol+0.22\,mol)}{2.0\,L}=0.285\,M\,A^-$$
Ahora introducimos esta información en la ecuación y resolvemos el pH.
$$pH=pK_a+log(\frac{[A^-]}{[HA]})$$ $$pH=9.3+log\frac{[0.285\,M]}{[0.175\,M]}$$ $$pH=9.3+0.21$$ $$pH=9.51$$
Hagamos un problema más. Esta vez calcularemos el cambio de pH.
Se utiliza una solución tampón de 2,3 L de 0,25 mol de ácido nitroso (HNO2)/ 0,23 mol de nitrito sódico (NaNO2) para mantener estable el pH de un sistema ácido. ¿Cuál es el cambio de pH si se añaden 0,17 mol de LiOH al sistema, elevando el volumen total a 2,8 L? El pKa del ácido nitroso es 3,16.
Como queremos el cambio de pH, tenemos que calcular el pH antes y después de añadir la base. Primero tenemos que obtener las concentraciones del ácido y la base antes de añadir el LiOH: $$\frac{0,25\,mol}{2,3\,L}=0,109\,M\,HA$$
Ahora calculamos el pH
$$pH=pK_a+log(\frac{[A^-]}{[HA]})$$ $$pH=3.16+log\frac{[0.100\,M]}{[0.109\,M]}$$ $$pH=3.16-0.037$$ $$pH=3.123$$
Ahora tenemos que resolver el pH del sistema una vez añadido el LiOH. Como antes, la concentración de base es igual a la suma de las cantidades molares de LiOH más NaNO2 dividida por el nuevo volumen total. $$\frac{0.25\,mol}{2.8\,L}=0.089\,M\,HA$$ $$\frac{(0.17\,mol+0.23\,mol)}{2.8\,L}=0.14\,M\,A^-$$
Ahora calculamos el nuevo pH: $$pH=pK_a+log(\frac{[A^-]}{[HA]})$$ $$pH=3,16+log\frac{[0,14\,M]}{[0,089\,M]}$$ $$pH=3,16+0,20$$ $$pH=3,36$$
Por último, tenemos que calcular el cambio de pH restando el pH original del nuevo pH. $$3.36-3.123=0.237$$
Ahora, ¡espero que te sientas más seguro de tus conocimientos sobre las reacciones ácido-base y los tampones!
Reacciones ácido-base y tampones - Puntos clave
- En una reacción ácido-base, un ácido dona un protón (ion H+) a una base, que lo acepta. Estas reacciones implican un cambio en el pH, que es una medida de lo ácida/básica que es una solución, de 0 (más ácida) a 14 (más básica).
- Un tampón es una solución que resiste los cambios de pH.
- La solución es una mezcla de un ácido débil y su base conjugada (la base que resulta de que ese ácido pierda un protón) o una base débil y su ácido conjugado (el ácido que resulta de que esa base gane un protón).
- Hay dos tipos de soluciones tampón:
- Soluciones tampón ácidas: se utilizan en sistemas por debajo de un pH de 7
- Soluciones tampón alcalinas: se utilizan en sistemas con un pH superior a 7.
- La ecuación de Henderson-Hasselbalch mide el pH de los sistemas tampón. La fórmula es \(pH=pK_a+log(\frac{[A^-]}{[HA]})\), donde [A-] es la concentración de base, [HA] es la concentración de ácido, y pKa es el logaritmo negativo de Ka la constante de disociación del ácido.
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