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Química 2ed

14.6 Tampones

Química 2ed14.6 Tampones

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. 2.5 La tabla periódica
    7. 2.6 Compuestos iónicos y moleculares
    8. 2.7 Nomenclatura química
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  4. 3 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 3.1 La fórmula de masa y el concepto de mol
    3. 3.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 3.3 Molaridad
    5. 3.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  5. 4 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 4.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 4.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 4.3 Estequiometría de la reacción
    5. 4.4 Rendimiento de la reacción
    6. 4.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  6. 5 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 5.1 Conceptos básicos de energía
    3. 5.2 Calorimetría
    4. 5.3 Entalpía
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  7. 6 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 6.1 Energía electromagnética
    3. 6.2 El modelo de Bohr
    4. 6.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 6.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  8. 7 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 7.1 Enlace iónico
    3. 7.2 Enlace covalente
    4. 7.3 Símbolos y estructuras de Lewis
    5. 7.4 Cargas formales y resonancia
    6. 7.5 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    7. 7.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  9. 8 Teorías avanzadas del enlace covalente
    1. Introducción
    2. 8.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 8.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 8.3 Enlaces múltiples
    5. 8.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  10. 9 Gases
    1. Introducción
    2. 9.1 Presión del gas
    3. 9.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 9.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 9.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 9.5 La teoría cinético-molecular
    7. 9.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Cinética
    1. Introducción
    2. 12.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 12.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 12.3 Leyes de velocidad
    5. 12.4 Leyes de tasas integradas
    6. 12.5 Teoría de colisiones
    7. 12.6 Mecanismos de reacción
    8. 12.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 16.1 Espontaneidad
    3. 16.2 Entropía
    4. 16.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 16.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  18. 17 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 17.1 Repaso de química redox
    3. 17.2 Celdas galvánicas
    4. 17.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 17.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 17.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 17.6 Corrosión
    8. 17.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 20.1 Hidrocarburos
    3. 20.2 Alcoholes y éteres
    4. 20.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 20.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  22. 21 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 21.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 21.2 Ecuaciones nucleares
    4. 21.3 Decaimiento radiactivo
    5. 21.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 21.5 Usos de los radioisótopos
    7. 21.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Describir la composición y la función de los tampones ácido-base
  • Calcular el pH de un tampón antes y después de la adición de un ácido o una base

Una solución que contiene cantidades apreciables de un par ácido-base débil conjugado se denomina solución tampón o tampón. Estas soluciones resisten un cambio de pH cuando se añaden pequeñas cantidades de un ácido fuerte o una base fuerte (Figura 14.14). Una solución de ácido acético y acetato de sodio (CH3COOH + CH3COONa) es un ejemplo de tampón formado por un ácido débil y su sal. Un ejemplo de tampón formado por una base débil y su sal es una solución de amoníaco y cloruro de amonio (NH3(aq) + NH4Cl(aq)).

Se muestran dos imágenes. La imagen a de la izquierda muestra dos vasos de precipitados que contienen soluciones amarillas. El vaso de la izquierda está marcado etiquetado como "No tamponada" y el de la derecha como "p H equals 8,0 tampón". La imagen b muestra igualmente 2 vasos de precipitados. El vaso de precipitados de la izquierda contiene una solución de color naranja brillante y está etiquetada como "No tamponada". El vaso de precipitados de la derecha está etiquetado como "p H equals 8,0 tampón".
Figura 14.14 (a) La solución no tamponada de la izquierda y la solución tamponada de la derecha tienen el mismo pH (pH 8); son básicas, mostrando el color amarillo del indicador naranja de metilo a este pH. (b) Tras la adición de 1 mL de una solución 0,01-M de HCl, la solución tamponada no ha cambiado su pH de forma detectable, pero la solución no tamponada se ha vuelto ácida, como indica el cambio de color del naranja de metilo, que se vuelve rojo a un pH de aproximadamente 4 (créditos: modificación del trabajo de Mark Ott).

Cómo funcionan los tampones

Para ilustrar la función de una solución tampón, considere una mezcla de cantidades aproximadamente iguales de ácido acético y acetato de sodio. La presencia de un par ácido-base débil conjugado en la solución imparte la capacidad de neutralizar cantidades modestas de ácido o base fuerte añadida. Por ejemplo, una base fuerte añadida a esta solución neutralizará el ion de hidronio, haciendo que el equilibrio de ionización del ácido acético se desplace hacia la derecha y genere cantidades adicionales de la base conjugada débil (ion de acetato):

CH3CO2H(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CH3CO2(aq)CH3CO2H(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CH3CO2(aq)

Del mismo modo, la adición de un ácido fuerte a esta solución tampón desplazará el equilibrio de ionización anterior hacia la izquierda, produciendo cantidades adicionales del ácido conjugado débil (ácido acético). La Figura 14.15 proporciona una ilustración gráfica de los cambios en la concentración de la pareja conjugada que se producen en esta solución tampón cuando se añaden un ácido y una base fuertes. La acción tampón de la solución es esencialmente el resultado de que el ácido y la base fuertes añadidos se conviertan en el ácido y la base débiles que constituyen el par conjugado del tampón. El ácido y la base más débiles solo sufren una ligera ionización, en comparación con la ionización completa del ácido y la base fuertes, y el pH de la solución, por lo tanto, cambia mucho menos drásticamente de lo que lo haría en una solución no tamponada.

Esta figura comienza con una reacción química en la parte superior: C H subíndice 3 C O O H ( a q ) más H subíndice 2 O ( l ) flecha de equilibrio H subíndice 3 O superíndice signo positivo ( a q ) más C H subíndice 3 C O O superíndice signo negativo ( a q ). Debajo del texto hay una figura que se asemeja a un gráfico de barras. En el centro hay dos barras de igual altura. Una está etiquetada como "C H subíndice 3 C O O H" y la otra como "C H subíndice 3 C O O superíndice signo negativo". Hay una línea punteada a la misma altura de las barras que se extiende a la izquierda y a la derecha. Encima de estas dos barras está la frase "Solución tampón equimolar en ácido y base". Hay una flecha que apunta a la derecha y que está etiquetada como "Añadir O H superíndice signo negativo". La flecha vuelve a señalar dos barras, pero esta vez la barra de C H subíndice 3 C O O H es más corta que la barra de C H subíndice 3 C O O superíndice signo negativo. Encima de estas dos barras está la frase "Solución tampón después de añadir la base fuerte". Desde las barras del medio de nuevo, hay una flecha que apunta a la izquierda. La flecha está etiquetada como "Añadir H subíndice 3 O superíndice signo positivo". Esta flecha vuelve a señalar dos barras, pero esta vez la barra de C H subíndice 3 C O O H es más alta que la barra de C H subíndice 3 C O O superíndice signo negativo. Estas dos barras están etiquetadas como "Solución tampón después de añadir el ácido fuerte".
Figura 14.15 Acción tampón en una mezcla de ácido acético y sal de acetato.

Ejemplo 14.20

Cambios de pH en soluciones tamponadas y no tamponadas

Los tampones de acetato se utilizan en los estudios bioquímicos de las enzimas y otros componentes químicos de las células para evitar cambios de pH que puedan afectar a la actividad bioquímica de estos compuestos.

(a) Calcule el pH de un tampón de acetato que es una mezcla con 0,10 M de ácido acético y 0,10 M de acetato de sodio.

(b) Calcule el pH después de añadir 1,0 mL de 0,10 M de NaOH a 100 mL de este tampón.

(c) Para comparar, calcule el pH después de añadir 1,0 mL de 0,10 M de NaOH a 100 mL de una solución no tamponada con un pH de 4,74.

Solución

(a) Siguiendo el enfoque de la tabla ICE para este cálculo de equilibrio se obtiene lo siguiente:

Esta tabla tiene dos columnas principales y cuatro filas. La primera fila de la primera columna no tiene encabezamiento y luego contiene lo siguiente en la primera columna: Concentración inicial ( M ), Cambio ( M ), Concentración en equilibrio ( M ). La segunda columna tiene el encabezado "[ C H subíndice 3 C O subíndice 2 H ] [ H subíndice 2 O ] flecha de equilibrio H subíndice 3 O superíndice signo positivo [ C H subíndice 3 C O subíndice 2 superíndice signo negativo ]". Bajo la segunda columna hay un subgrupo de cuatro columnas y tres filas. La primera columna contiene lo siguiente: 0,10, x negativo, 0,10 menos x. La segunda columna está en blanco. La tercera columna tiene lo siguiente: aproximadamente 0, positivo x, x. La cuarta columna tiene lo siguiente: 0,10, x positivo, 0,10 signo más x.

Sustituyendo los términos de la concentración de equilibrio en la expresión Ka, suponiendo que x << 0,10, y resolviendo la ecuación simplificada para x se obtiene

x=1,8×10-5Mx=1,8×10-5M
[H3O+]=0+x=1,8×10-5M[H3O+]=0+x=1,8×10-5M
pH=−log[H3O+]=−log(1,8×10-5)pH=−log[H3O+]=−log(1,8×10-5)
=4,74=4,74

(b) Calcule el pH después de añadir 1,0 mL de 0,10 M de NaOH a 100 mL de este tampón.

La adición de una base fuerte neutralizará parte del ácido acético, dando lugar al ion de acetato de la base conjugada. Calcule las nuevas concentraciones de estos dos componentes del tampón, y luego repita el cálculo de equilibrio de la parte (a) utilizando estas nuevas concentraciones.

0,0010L×(0,10mol de NaOH1L)=1,0×10-4mol de NaOH0,0010L×(0,10mol de NaOH1L)=1,0×10-4mol de NaOH

La cantidad molar inicial de ácido acético es

0,100L×(0,100molCH3CO2H1L)=1,00×10-2molCH3CO2H0,100L×(0,100molCH3CO2H1L)=1,00×10-2molCH3CO2H

La cantidad de ácido acético que queda después de que una parte sea neutralizada por la base añadida es

(1,0×10-2)(0,01×10-2)=0,99×10-2molCH3CO2H(1,0×10-2)(0,01×10-2)=0,99×10-2molCH3CO2H

El ion de acetato recién formado, junto con el acetato inicialmente presente, da una concentración final de acetato de

(1,0×10-2)+(0,01×10-2)=1,01×10-2molNaCH3CO2(1,0×10-2)+(0,01×10-2)=1,01×10-2molNaCH3CO2

Calcule las concentraciones molares de los dos componentes del tampón:

[CH3CO2H]=9,9×10-3mol0,101L=0,098M[CH3CO2H]=9,9×10-3mol0,101L=0,098M
[NaCH3CO2]=1,01×10-2mol0,101L=0,100M[NaCH3CO2]=1,01×10-2mol0,101L=0,100M

Utilizando estas concentraciones, el pH de la solución puede calcularse como en la parte (a) anterior, dando como resultado un pH = 4,75 (solo ligeramente diferente del anterior a la adición de la base fuerte).

(c) Para comparar, calcule el pH después de añadir 1,0 mL de 0,10 M de NaOH a 100 mL de una solución no tamponada con un pH de 4,74.

La cantidad de ion de hidronio presente inicialmente en la solución es

[ H 3 O + ]= 10 4,74 =1,8× 10 5 M [ H 3 O + ]= 10 4,74 =1,8× 10 5 M
mol H 3 O + =(0,100L)(1,8× 10 -5 M)=1,8× 10 -6 mol H 3 O + mol H 3 O + =(0,100L)(1,8× 10 -5 M)=1,8× 10 -6 mol H 3 O +

La cantidad de ion de hidróxido que se añade a la solución es

mol OH =(0,0010L)(0,10M)=1,0× 10 -4 mol OH mol OH =(0,0010L)(0,10M)=1,0× 10 -4 mol OH

El hidróxido añadido neutralizará el ion de hidronio mediante la reacción

H 3 O + (aq)+ OH (aq)2 H 2 O(l) H 3 O + (aq)+ OH (aq)2 H 2 O(l)

La estequiometría 1:1 de esta reacción muestra que se ha añadido un exceso de hidróxido (mayor cantidad molar que el ion de hidronio inicialmente presente).

La cantidad de ion de hidróxido que queda es

1,0× 10 -4 mol1,8× 10 -6 mol=9,8× 10 -5 mol OH 1,0× 10 -4 mol1,8× 10 -6 mol=9,8× 10 -5 mol OH

correspondiente a una molaridad de hidróxido de

9,8× 10 -5 mol OH /0,101L=9,7× 10 -4 M 9,8× 10 -5 mol OH /0,101L=9,7× 10 -4 M

El pH de la solución se calcula entonces como

pH=14,00pOH=14,00log(9,7× 10 -4 )=10,99 pH=14,00pOH=14,00log(9,7× 10 -4 )=10,99

En esta solución no tamponada, la adición de la base resulta en un aumento significativo del pH (de 4,74 a 10,99) en comparación con el aumento muy ligero observado para la solución tamponada en la parte (b) (de 4,74 a 4,75).

Compruebe lo aprendido

Demuestre que la adición de 1,0 mL de 0,10 M de HCl cambia el pH de 100 mL de una solución 1,8 ×× 10−5 M de HCl de 4,74 a 3,00.

Respuesta:

PH inicial de 1,8 ×× 10−5 M HCl; pH = −log[H3O+] = −log[1,8 ×× 10−5] = 4,74
Moles de H3O+ en 100 mL de 1,8 ×× 10−5 M de HCl; 1,8 ×× 10−5 mol/L ×× 0,100 L = 1,8 ×× 10−6
Moles de H3O+ añadidos por adición de 1,0 mL de 0,10 M de HCl: 0,10 mol/L ×× 0,0010 L = 1,0 ×× 10−4 mol; pH final tras la adición de 1,0 mL de 0,10 M de HCl:

pH=−log[H3O+]=−log(total de molesH3O+volumen total)=−log(1,0×10-4mol+1,8×10-6mol101mL(1L1.000mL))=3,00pH=−log[H3O+]=−log(total de molesH3O+volumen total)=−log(1,0×10-4mol+1,8×10-6mol101mL(1L1.000mL))=3,00

Capacidad tampón

Las soluciones tampón no tienen una capacidad ilimitada para mantener el pH relativamente constante (Figura 14.16). En cambio, la capacidad de una solución tampón para resistir los cambios de pH depende de la presencia de cantidades apreciables de su par ácido-base débil conjugado. Cuando se añade una cantidad suficiente de ácido o base fuerte para reducir sustancialmente la concentración de cualquiera de los miembros del par tampón, la acción tampón dentro de la solución se ve comprometida.

Sin texto alternativo
Figura 14.16 El color del indicador (naranja de metilo) muestra que una pequeña cantidad de ácido añadida a una solución tamponada de pH 8 (vaso de precipitados de la izquierda) tiene poco efecto en el sistema tamponado (vaso de precipitados del medio). Sin embargo, una gran cantidad de ácido agota la capacidad tampón de la solución y el pH cambia drásticamente (vaso de precipitados de la derecha) (créditos: modificación del trabajo de Mark Ott).

La capacidad tampón es la cantidad de ácido o base que puede añadirse a un volumen determinado de una solución tampón antes de que el pH cambie significativamente, normalmente en una unidad. La capacidad tampón depende de las cantidades de ácido débil y de su base conjugada que hay en una mezcla tampón. Por ejemplo, 1 L de una solución que es 1,0 M en ácido acético y 1,0 M en acetato de sodio tiene una mayor capacidad tampón que 1 L de una solución que es 0,10 M en ácido acético y 0,10 M en acetato de sodio aunque ambas soluciones tengan el mismo pH. La primera solución tiene más capacidad tampón porque contiene más ácido acético e iones de acetato.

Selección de mezclas tampón adecuadas

Hay dos reglas útiles para seleccionar las mezclas tampones:

  1. Una buena mezcla tampón debe tener concentraciones aproximadamente iguales de sus dos componentes. Por lo general, una solución tampón ha perdido su utilidad cuando uno de los componentes del par tampón es inferior a aproximadamente el 10% del otro. La Figura 14.17 muestra cómo cambia el pH de una solución tampón de ácido acético-acetato a medida que se añade la base. El pH inicial es de 4,74. Se produce un cambio de 1 unidad de pH cuando la concentración de ácido acético se reduce al 11% de la concentración de iones de acetato.
    Se muestra un gráfico con un eje horizontal etiquetado como "m L añadido de 0,10 M de N a O H" que tiene marcas y líneas de cuadrícula verticales cada 10 unidades de 0 a 110. El eje vertical está etiquetado como "p H" y está marcado cada 1 unidad comenzando en 0 y extendiéndose hasta 11. En el eje vertical se muestra una interrupción entre 0 y 4. En el gráfico se dibuja una curva roja que aumenta gradualmente desde el punto (0, 4,8) hasta aproximadamente (100, 7), tras lo cual el gráfico tiene una sección vertical hasta aproximadamente (100, 11). La curva está etiquetada como [ C H subíndice 3 C O subíndice 2 H ] es el 11 por ciento de [ C H subíndice 3 CO subíndice 2 superíndice negativo].
    Figura 14.17 Cambio de pH al añadir una cantidad creciente de una solución 0,10-M de NaOH a 100 mL de una solución tampón en la que, inicialmente, [CH3CO2H] = 0,10 M y [ CH 3 CO 2 ] = 0,10 M . [ CH 3 CO 2 ] = 0,10 M . Observe la gran disminución de la acción tampón que se produce una vez alcanzada la capacidad tampón, lo que provoca aumentos drásticos del pH al añadir más bases fuertes.
  2. Los ácidos débiles y sus sales son mejores como tampones para pH inferiores a 7; las bases débiles y sus sales son mejores como tampones para pH superiores a 7.

La sangre es un ejemplo importante de solución tamponada, donde el ácido y el ion principales responsables de la acción tampón son el ácido carbónico, H2CO3, y el ion de bicarbonato, HCO3.HCO3. Cuando se introduce un ion de hidronio en el torrente sanguíneo, se elimina principalmente por la reacción:

H3O+(aq)+HCO3(aq)H2CO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HCO3(aq)H2CO3(aq)+H2O(l)

La reacción elimina un ion de hidróxido añadido:

OH(aq)+H2CO3(aq)HCO3(aq)+H2O(l)OH(aq)+H2CO3(aq)HCO3(aq)+H2O(l)

Así, el ácido o la base fuerte añadidos se convierten efectivamente en el ácido o la base mucho más débiles del par tampón (el H3O+ se convierte en H2CO3 y el OH- se convierte en HCO3-). El pH de la sangre humana se mantiene así muy cerca del valor determinado por el pKa de los pares tampones, en este caso, 7,35. Las variaciones normales del pH de la sangre suelen ser inferiores a 0,1, y los cambios de pH de 0,4 o más son probablemente mortales.

La ecuación Henderson-Hasselbalch

La expresión de la constante de ionización para una solución de un ácido débil puede escribirse como:

Ka=[H3O+][A][HA]Ka=[H3O+][A][HA]

Reordenando para resolver [H3O+] se obtiene:

[H3O+]=Ka×[HA][A][H3O+]=Ka×[HA][A]

Tomando el logaritmo negativo de ambos lados de esta ecuación se obtiene

−log[H3O+]=−logKa− log[HA][A],−log[H3O+]=−logKa− log[HA][A],

que puede escribirse como

pH=pKa+log[A][HA]pH=pKa+log[A][HA]

donde pKa es el negativo del logaritmo de la constante de ionización del ácido débil (pKa = −log Ka). Esta ecuación relaciona el pH, la constante de ionización de un ácido débil y las concentraciones del par ácido-base débil conjugado en una solución tamponada. Los científicos suelen utilizar esta expresión, denominada ecuación de Henderson-Hasselbalch, para calcular el pH de las soluciones tampón. Es importante señalar que la hipótesis "x es pequeña" debe ser válida para utilizar esta ecuación.

Retrato de un químico

Lawrence Joseph Henderson y Karl Albert Hasselbalch

Lawrence Joseph Henderson (1878–1942) fue un médico, bioquímico y fisiólogo estadounidense, por nombrar solo algunas de sus muchas actividades. Obtuvo el título de médico en Harvard y luego pasó dos años estudiando en Estrasburgo, que entonces formaba parte de Alemania, antes de volver a ocupar un puesto de profesor numerario en Harvard. Finalmente, se convirtió en profesor de Harvard y trabajó allí toda su vida. Descubrió que el equilibrio ácido-base de la sangre humana está regulado por un sistema tampón formado por el dióxido de carbono disuelto en la sangre. En 1908 escribió una ecuación para describir el sistema tampón ácido carbónico-carbonato en la sangre. Henderson tenía amplios conocimientos; además de sus importantes investigaciones sobre la fisiología de la sangre, también escribió sobre las adaptaciones de los organismos y su ajuste al entorno, sobre sociología y sobre educación universitaria. También fundó el Laboratorio de Fatiga, en la Escuela de Negocios de Harvard, que examinaba la fisiología humana con especial atención al trabajo en la industria, el ejercicio y la nutrición.

En 1916, Karl Albert Hasselbalch (1874–1962), médico y químico danés, compartió la autoría de un artículo con Christian Bohr en 1904 que describía el efecto Bohr, en el cual se demostraba que la capacidad de la hemoglobina de la sangre para unirse al oxígeno estaba inversamente relacionada con la acidez de la sangre y la concentración de dióxido de carbono. La escala de pH fue introducida en 1909 por otro danés, Sørensen, y en 1912, Hasselbalch publicó las mediciones del pH de la sangre. En 1916, Hasselbalch expresó la ecuación de Henderson en términos logarítmicos, en consonancia con la escala logarítmica del pH, y así nació la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

Cómo se interconectan las ciencias

Medicina: El sistema tampón en la sangre

El pH normal de la sangre humana es de aproximadamente 7,4. El sistema tampón de carbonatos en la sangre utiliza la siguiente reacción de equilibrio:

CO2(g)+2H2O(l)H2CO3(aq)HCO3(aq)+H3O+(aq)CO2(g)+2H2O(l)H2CO3(aq)HCO3(aq)+H3O+(aq)

La concentración de ácido carbónico, H2CO3, es de aproximadamente 0,0012 M, y la concentración del ion de hidrógeno carbonato, HCO3,HCO3, está en torno a 0,024 M. Utilizando la ecuación de Henderson-Hasselbalch y el pKa del ácido carbónico a temperatura corporal, podemos calcular el pH de la sangre:

pH=pKa+log[base][ácido]=6,4+log0,0240,0012=7,7pH=pKa+log[base][ácido]=6,4+log0,0240,0012=7,7

El hecho de que la concentración de H2CO3 sea significativamente menor que la del ion de HCO3HCO3 puede parecer inusual, pero este desbalance se debe a que la mayoría de los subproductos de nuestro metabolismo que entran en nuestro torrente sanguíneo son ácidos. Por lo tanto, debe haber una mayor proporción de base que de ácido, para que no se supere la capacidad del tampón.

El ácido láctico se produce en nuestros músculos cuando hacemos ejercicio. Cuando el ácido láctico entra en el torrente sanguíneo, es neutralizado por el ion de HCO3HCO3 produciendo H2CO3. A continuación, una enzima acelera la descomposición del exceso de ácido carbónico en dióxido de carbono y agua, que pueden eliminarse mediante la respiración. De hecho, además de los efectos reguladores del sistema tampón de carbonatos en el pH de la sangre, el cuerpo utiliza la respiración para regular el pH de la sangre. Si el pH de la sangre disminuye demasiado, un aumento de la respiración elimina el CO2 de la sangre a través de los pulmones impulsando la reacción de equilibrio de forma que el [H3O+] disminuye. Si la sangre es demasiado alcalina, una menor frecuencia respiratoria aumenta la concentración de CO2 en la sangre, impulsando la reacción de equilibrio en sentido contrario, aumentando el [H+] y restableciendo un pH adecuado.

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