Soluciones amortiguadoras

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SOLUCIONES AMORTIGUADORAS 
 
Son soluciones formados por un ácido débil y su base conjugada (sal), o por una 
base débil y su ácido conjugado (sal). Son soluciones, capaces de resistir 
cambios de pH., frente al agregado de ácidos ó bases. También se las conoce 
como “Soluciones Reguladoras, Buffer ó Tampón” 
Su estudio es importante en varios campos: 
(a) En Biología y en Fisiología pues permiten explicar el mecanismo que mantiene 
constante a los medios internos de los seres vivos 
(b) En Química por la necesidad, en muchas ocasiones, de mantener el pH de una 
solución constante. 
 
Cálculo de las concentraciones en el equilibrio de una solución 
reguladora 
 
Sn. acuosa del ácido débil HA y su sal NaA (que aporta la base conjugada de ese 
ácido, o sea A-) 
 
HA + H2O H3O+ + A - 
 
 NaA Na+( aq.) + A- (aq.) 
 
 
 
 Ka = A-  H3O+  H3O+ = [HA] Ka 
 [HA] A-  
 
 
Esto indica que para calcular el pH de la solución necesitamos conocer Ka y las 
concentraciones en el equilibrio del ácido y de su base conjugada. 
Como HA es débil, al disolverse en agua sólo una pequeña parte se disocia. 
La solución tiene también iones A- provenientes de la sal totalmente disociada NaA 
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(recuerden que las sales son SIEMPRE electrolitos fuertes!!) 
Según Le Chatelier, la presencia de A- desplaza el equilibrio de disociación del ácido 
hacia la formación del mismo (HA), lo que disminuye la disociación. Por esto, es 
aceptable considerar que la concentración HA en el equilibrio es 
aproximadamente igual a la concentración de HA inicial 
 
Falta considerar la posibilidad de que la hidrólisis de A- produzca algo de ácido sin 
disociar, según: 
 A- + H2O HA + OH- 
 
pero esta contribución será despreciable pues se trata de una solución que ya 
contiene al ácido débil HA, luego el equilibrio anterior evolucionará hacia lo 
izquierda. 
Además, la [A- es aproximadamente igual a la concentración inicial de la sal 
(pues [A- que proviene del ácido es muy pequeña y la perdida de [A- por 
hidrólisis también lo es) 
 
En lugar de utilizar: H3O+ = [HA] Ka 
 [A- 
Se usará la siguiente expresión: 
 
 H3O+ = Ca . Ka 
 Cs Donde: Cs es la Concentración 
 Inicial de la Sal 
 Ca es la Concentración 
 Inicial del Ácido 
 
Por razonamiento semejantes, se obtiene para una base débil y su sal la siguiente 
expresión: 
 Cb. Kb Kw C sal 
[OH -=  H3O+ = 
 Cs Kb Cb 
 
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Para ello se parte de: 
 B + H2O HB+ + OH - 
 HBX HB+ + X - 
 
Entonces: si se diluyen una de las soluciones vistas (HA ó B), cambiarán las 
concentraciones de ácido o base conjugadas respectivamente, pero su relación se 
mantendrá constante, y no cambiará el pH del medio. 
 
“Ante el agregado de pequeñas cantidades de ácidos ó bases 
fuertes, el pH de estas soluciones no varía” 
 
 
ECUACIÓN DE HENDERSON – HASSELBACH 
 
 
Surge de: H3O+ = CA . Ka 
 Cs 
Aplicando log en ambos miembros de la ecuación: log H3O+ = log Ka + log Ca 
 Csal 
Multiplicando por (-1) : -log H3O+ = - log Ka - log Ca 
 sal 
 
 p H3O+ = p Ka – log Ca = pH Ecuación de 
 Cs Henderson - 
 o bien Hasselbach 
 p H3O+ = p Ka + log Cs = pH 
 Ca 
 
Para una base débil y su Sal se utilizará la siguiente Ecuación: 
 
 P [OH] = p Kb + log Cs 
 Cb 
así calculo la conc de OH- y luego aplico (14 – p OH) = pH 
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¡IMPORTANTE! 
➢ El agua pura NO tiene capacidad reguladora (es la cantidad de ácido o base 
que una solución reguladora puede neutralizar SIN variar el pH 
apreciablemente) 
➢ Para que la Ecuación del Buffer sea “eficiente” deben cumplirse las 
siguientes reglas: 
1 - El cociente entre Cs/ Ca debe estar comprendido entre los siguientes 
límites: 0,10 < Cs / Ca < 10,00 
2 – La máxima capacidad reguladora se presenta cuando las 
concentraciones molares de l ácido débil y de su sal (base conjugada) son 
grandes y similares entre sí. 
➢ La Molaridad (M) DE ambos componentes debe superar en un factor de 100 
al valor de Ka. 
➢ Las soluciones reguladoras NO sufren cambios de pH al diluírlas. 
➢ Toda solución reguladora tiene su máxima variación de pH en un intervalo de 
2 unidades del mismo, ejemplos: 
• Acatato de Sodio / Ácido Acético = 3,7 a 5, 7 (intervalo efectivo de 
pH) 
 (pKa = 4,74) 
• NH4Cl / NH3 = 8,3 a 10,3 (intervalo efectivo de pH) 
 ( pKb = 9,30) 
 
 
APLICACIONES 
➢ La sangre necesita mantener su pH normal en un valor aproximado de 7,4 y 
para ello utiliza diversos sistemas reguladores tales como: 
1- [HCO3- ] / [H2CO3]] (formado por el anión Bicarbonato / Ácido Carbónico) 
2- La Hemoglobina (Hb) que es una proteína plasmática que se encarga de 
transportar a todas las células de nuestro cuerpo el O2, entre otras cosas 
3- El “Regulador Fosfato” ([ HPO4-2] / [ H2PO4-] 
 
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➢ Los estudios de proteínas se realizan en medios con pH controlados. 
Además, las Enzimas (que suelen ser proteínas) tienen su actividad 
enzimática vinculada a sus estructuras proteicas y, por lo tanto, al pH. La 
mayoría de las Enzimas del cuerpo presentan su máxima actividad entre pH 
6 y 8.. Así, para trabajar en laboratorio con Enzimas se hace necesario 
“tamponar” el sistema dentro de ese intervalo de pH. 
 
➢ En Procesos Industriales, por ejemplo la trituración de la cebada para 
fabricar cerveza, el pH deberá mantenerse entre 5,0 y 5,2 para que las 
enzimas Proteasa y Peptidasa hidrolicen a las proteínas correspondientes. 
 
 
 
 
 
 
	ECUACIÓN DE HENDERSON – HASSELBACH