Solucion amortiguadora

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Toda solución correspondiente a un ácido débil presenta un rango de pHs, muy cercano al 𝑝𝑘𝑎 del 
ácido, en el que es muy difícil cambiar su pH. Es decir, mientras se titula a la solución se observa que 
el pH no ha cambiado demasiado respecto al inicial. 
A toda solución que presenta un pH que cae dentro del rango anteriormente explicado se la conoce 
como solución amortiguador, buffer o tampón. Aparece por el hecho de que durante el proceso de 
disociación del ácido se incluye también la disociación del agua. Por lo tanto, mientras más débil es 
el ácido, más capacidad buffer tiene la solución. 
Este hecho es muy importante pues en la célula el medio en el que se llevan a cabo las reacciones 
biológicas tiene capacidad buffer dentro de la solución. Esta característica de las soluciones que se 
encuentran en las células permite la vida, pues cualquier intento de cambiar el pH de las mismas va 
a ser impedido debido a la capacidad buffer. 
A una solución buffer se la debe preparar a partir de una sustancia cuyo 𝑝𝑘𝑎 sea muy cercano al pH 
de la solución que se desea. Muchas veces, la solución buffer se obtiene con un ácido débil y su sal, 
de modo que cuando la sal se disocia tengo mayor concentración de los iones que me interesan (los 
del ácido). 
En una molécula con más de un hidrógeno ionizable, como los ácidos polipróticos entre los que se 
encuentra el ácido fosfórico, se va a tener más de un punto de capacidad buffer. De hecho, en el caso 
del ácido fosfórico se tiene tres puntos de capacidad buffer. 
CARGA NETA 
Otro tipo de información que se obtiene a partir del 𝑝𝑘𝑎 es la carga neta de las especies. Por fines 
prácticos, vistos desde el punto de vista de la ingeniería, cualquiera que sea la concentración de las 
especies, la carga neta de la solución vendrá dada por la carga de la especie predominante, que 
depende del pH. Por ejemplo, para el ácido fosfórico: 
pH 
ሾ𝑶𝑯−ሿ 
𝒑𝒌𝒂 
Solución Buffer / Tampón / 
Amortiguadora 
Solución con pH muy cercano al 𝑝𝑘𝑎 
 
pH de la 
solución 
 
Especie/es 
Predominante 
Carga Neta 
1 𝑝𝐻 < 𝑝𝑘𝑎1 𝐻3𝑃𝑂4 0 
2,14 𝑝𝐻 = 𝑝𝑘𝑎1 𝐻3𝑃𝑂4 / 𝐻2𝑃𝑂4
− 0,5(0) + 0,5(−1) = −0,5 × ሾ ሿ 
5 𝑝𝑘𝑎1 < 𝑝𝐻 < 𝑝𝑘𝑎2 𝐻2𝑃𝑂4
− −1 × ሾ ሿ 
6,86 𝑝𝐻 = 𝑝𝑘𝑎2 𝐻2𝑃𝑂4
− / 𝐻𝑃𝑂4
= 0,5(−1) + 0,5(−2) = −1,5 × ሾ ሿ 
Cuando el pH de la solución iguala al 𝑝𝑘𝑎 de la sustancia que se ioniza, se sabe que en la solución no 
predomina ni la especie protonada ni la especie deprotonada, sino que ambas a la vez, por lo que se 
considera que su concentración es 50/50 (50% de la una y 50% de la otra). Entonces, la carga de la 
solución vendrá dada por el aporte de estas dos especies. 
Entonces, se entiende por qué el 𝑝𝑘𝑎 proporciona información acerca de la carga neta. 
Sin embargo, si lo que se desea obtener es la carga neta de una solución con un pH muy cercano al 
𝑝𝑘𝑎 de la sustancia que se ioniza, pero no igual, la situación se complica un poco. Con la ecuación de 
Henderson – Hasselbalch se puede calcular exactamente la concentración de cada una de las especies 
que predominan, y, mediante la sumatoria del porcentaje multiplicado por la carga de cada especie, 
se puede llegar a la carga neta de la solución. 
Sin embargo, las macromoléculas tienen más de un grupo ionizable, con 𝑝𝑘𝑎′𝑠 muy parecidos, por lo 
que se llega a formar sistemas de ecuaciones muy complejos si se aplica la ecuación de Henderson - 
Hasselbalch. Por eso, para soluciones con pHs muy cercanos al 𝑝𝑘𝑎 del ácido, en un rango de ±0.5, 
se va a asumir que la concentración es 50/50. Esta suposición se conoce como la “Regla del ±0.5”. 
Para las soluciones cuyo pH se halle fuera de este rango, se asume que todavía no se ha disociado 
pH 
ሾ𝑶𝑯−ሿ 
𝟔, 𝟖𝟔 
𝟐, 𝟏𝟒 
𝟏𝟐, 𝟒 
𝐻3𝑃𝑂4 
𝐻2𝑃𝑂4
− 
𝐻𝑃𝑂4
= 
𝑃𝑂4
≡ 
𝐻3𝑃𝑂4 
𝐻2𝑃𝑂4
− 
𝐻2𝑃𝑂4
− 
𝐻𝑃𝑂4
= 
𝐻𝑃𝑂4
= 
𝑃𝑂4
≡ 
nada y que, por tanto, la especie que predomina es la que se señala en la gráfica. Aunque es 
importante tener en claro que esto no sucede en la realidad. 
Un aminoácido en estado sólido puede ser menos o tan complejo como el ácido fosfórico en lo que 
a ionización se refiere. La ecuación genérica de un aminoácido es: 
 

O
-
ONH3
+
R 
𝛼 − 𝑎𝑚𝑖𝑛𝑜á𝑐𝑖𝑑𝑜 
Especie dibujada a pH 
fisiológico (≈7) 

OH
ONH3
+
R 
𝛼 − 𝑎𝑚𝑖𝑛𝑜á𝑐𝑖𝑑𝑜 
Especie dibujada a pH 
muy cecano a 0 
El nombre del amicoácido depende del grupo R, o cadena lateral. 
En bioquímica siempre se habla de pH fisiológico. De hecho, todas y cada una de las estructuras de 
las biomolécula que se observan en libros y folletos están dibujadas a pH fisiológico. Con un cambio 
de pH, la figura se altera, pues la forma en la que la molécula se presenta (ionizada o no ionizada) se 
altera. Por ejemplo, se sabe que el 𝑝𝑘𝑎 del grupo carboxílico es menor a 7 (pH fisiológico), por lo que 
para ese pH de 7 la especie ya perdió su protón y por tanto en el dibujo la estructura del aminoácido 
está ionizada. 
El aminoácido más simple es la glicina, pues el grupo R no es más que un átomo de hidrógeno. 

O
-
ONH3
+
H 
Por lo tanto, la glicina tiene dos hidrógenos ionizables: el correspondiente al grupo carboxílico y el 
correspondiente al grupo amino. 
 

O
-
ONH3
+
H
pk
a
 = 2
pk
a
 = 9
pk
a
 < 7
 
Especie dibujada a pH fisiológico (≈7) 
La especie que primero se disocia, de acuerdo a la escala que se presentó, es el grupo carboxílico 
pues el valor de su 𝑝𝑘𝑎 es el menor. 

OH
ONH3
+
R

O
-
ONH3
+
R
+ H+
 
𝒑𝒌𝒂𝟏 = 𝟐 

O
-
ONH3
+
R

O
-
ONH2
R
+ H+
 
𝒑𝒌𝒂𝟐 = 𝟗 
Una vez determinado cada tipo de disociación que se da, y el pH para el que se da, se puede calcular 
la carga neta de la solución a un pH determinado. 
pH de la 
solución 
 Especie/es Predominante Carga Neta 
1 𝑝𝐻 < 𝑝𝑘𝑎1 

OH
ONH3
+
R 
+1 × ሾ ሿ 
2 𝑝𝐻 = 𝑝𝑘𝑎1 

OH
ONH3
+
R 

O
-
ONH3
+
R 
0,5(+1) + 0,5(0) 
0,5 × ሾ ሿ 
7 𝑝𝑘𝑎1 < 𝑝𝐻 < 𝑝𝑘𝑎2 

O
-
ONH3
+
R 
0 
9 𝑝𝐻 = 𝑝𝑘𝑎2 

O
-
ONH3
+
R 

O
-
ONH2
R 
0,5(0) + 0,5(−1) 
−0,5 × ሾ ሿ 
12 𝑝𝐻 > 𝑝𝑘𝑎2 
O
-
ONH2
R 
−1 × ሾ ሿ 
Lo importante aquí es entender que la especie se comienza a disociar cuando el pH de la solución 
alcanza su 𝑝𝑘𝑎. 
Otro aminoácido importante es el Ácido Aspártico (Asp o D), cuya representación molecular a pH 
fisiológico es: 

O
-
ONH3
+
O
-
O
 
El Ácido Aspártico tiene tres hidrógenos ionizables: dos correspondiente a los grupos carboxílicos y 
uno correspondiente al grupo amino. 
 

O
-
ONH3
+
O
-
O pka = 2
pk
a
 = 9,9
pk
a
 = 3,9
 
Especie dibujada a pH fisiológico (≈7) 
La especie se disocia primero es el grupo carboxílico unido al carbono α, seguido del carboxilo 
correspondiente al grupo R, y finalmente se disocia el grupo amino. 

O
-
ONH3
+
OH
O

OH
ONH3
+
OH
O + H+
 
𝒑𝒌𝒂𝟏 = 𝟐 

O
-
ONH3
+
O
-
O

O
-
ONH3
+
OH
O + H+
 
𝒑𝒌𝒂𝟐 = 𝟑, 𝟗 

O
-
ONH2
O
-
O

O
-
ONH3
+
O
-
O + H+
 
𝒑𝒌𝒂𝟑 = 𝟗, 𝟗 
Una vez determinado cada tipo de disociación que se da, y el pH para el que se da, se puede calcular 
la carga neta de la solución a un pH determinado. 
pH de la 
solución 
 Especie/es Predominante Carga Neta 
1 𝑝𝐻 < 𝑝𝑘𝑎1 

OH
ONH3
+
OH
O
 
+1 × ሾ ሿ 
2 𝑝𝐻 = 𝑝𝑘𝑎1 

OH
ONH3
+
OH
O
 

O
-
ONH3
+
OH
O
 
0,5(+1) + 0,5(0) 
0,5 × ሾ ሿ 
7 𝑝𝑘𝑎2 < 𝑝𝐻 < 𝑝𝑘𝑎3 

O
-
ONH3
+
O
-
O
 
−1 × ሾ ሿ 
10 𝑝𝐻 ≈ 𝑝𝑘𝑎3 

O
-
ONH3
+
O
-
O

O
-
ONH2
O
-
O
 
0,5(−1) + 0,5(−2) 
−1,5 × ሾ ሿ 
12 𝑝𝐻 > 𝑝𝑘𝑎3 

O
-
ONH2
O
-
O
 
−2 × ሾ ሿ 
Otro aminoácido importante es la Histidina (His o H), cuya estructura molecular a pH fisiológico es la 
siguiente: 

O
-
ONH3
+
N:
NH
 
Donde 
N
H
+
NH
 es el grupo Imidazol. 

O
-
ONH3
+
N:
NH
pk
a
 = 1,8
pk
a
 = 9,3
pk
a
 = 6
 
El pH del grupo Imidazol es 6, menor al pH fisiológico (7) al que está dibujaba la estructura. Por lo 
tanto, en la figura el grupoImidazol, así como el grupo carboxílico, ya perdió el protón. 

OH
ONH3
+
N
H
+
NH

O
-
ONH3
+
N
H
+
NH + H+
 
𝒑𝒌𝒂𝟏 = 𝟏, 𝟖 

O
-
ONH3
+
N
H
+
NH

O
-
ONH3
+
N
NH + H+
 
𝒑𝒌𝒂𝟐 = 𝟔 

O
-
ONH3
+
N
NH

O
-
ONH2
N
NH + H+
 
𝒑𝒌𝒂𝟑 = 𝟗, 𝟑 
Una vez determinado cada tipo de disociación que se da, y el pH para el que se da, se puede calcular 
la carga neta de la solución a un pH determinado. 
pH de la 
solución 
 Especie/es Predominante Carga Neta 
1 𝑝𝐻 < 𝑝𝑘𝑎1 

OH
ONH3
+
N
H
+
NH
 
+2 × ሾ ሿ 
2 𝑝𝐻 ≈ 𝑝𝑘𝑎1 

OH
ONH3
+
N
H
+
NH
 

O
-
ONH3
+
N
H
+
NH
 
0,5(+2) + 0,5(+1) 
1,5 × ሾ ሿ 
7 𝑝𝑘𝑎2 < 𝑝𝐻 < 𝑝𝑘𝑎3 
O
-
ONH3
+
N
NH
 
+1 × ሾ ሿ 
10 𝑝𝐻 > 𝑝𝑘𝑎3 

O
-
ONH2
N
NH
 
−1 × ሾ ሿ 
12 𝑝𝐻 > 𝑝𝑘𝑎3 

O
-
ONH2
N
NH
 
−1 × ሾ ሿ 
Así, se observa que mientras más básica es una solución, la carga que presenta es mayor; y viceversa, 
es decir, que mientras menor es la carga de la solución, ésta es más ácida. 
La carga de la solución va de un valor mayor a uno menor, pasando por cero, conforme aumenta el 
pH. Es decir, en algún momento la solución va a presentar una carga neta de 0 a un pH determinado. 
A este pH se lo conoce como Punto Isoeléctrico (PI). 
Punto Isoeléctrico 
Punto Isoeléctrico (pI) es el pH en el cual la carga neta de la especie es cero, lo que no significa que 
el compuesto no esté ionizado. 
En el caso de una aminoácido con cadena lateral no ionizable, el punto isoeléctrico se halla mediante 
del promedio de los pkas de los grupos α – amino y α – carboxílico. 
Por otro lado, para calcular el punto isoeléctrico de un aminoácido con cadena lateral ionizable, se 
identifica el intervalo de pkas en el que la carga neta de la solución podría ser cero. Entonces se halla 
el promedio de dichos pkas encontrándose así el punto isoeléctrico. 
𝒑𝑰 =
𝒑𝒌𝒂𝟏 + 𝒑𝒌𝒂𝟐
𝟐
 
AVO