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Solución tampón (página 2)




Enviado por ET SAPIENCE



Partes: 1, 2

NH3 (g) + H2O ! NH4+ (ac) + OH- (ac)

Si observamos la reacción inversa en este
equilibrio, veremos que los iones amonio reaccionan con una base.
Pero si disolvemos iones amonio (del cloruro de amonio) en agua
ocurre:

NH4+ (ac) + H2O (l) ! NH3 (ac) + H3O- (ac)

De esta reacción inversa, podemos ver que las
moléculas de amoniaco reaccionan con los ácidos. Si
tuviésemos una solución con suficientes cantidades
de cada una de estas sustancias, los iones amonio y las
moléculas de amoniaco, tendríamos la deseada
solución amortiguadora. Las moléculas del amoniaco
reaccionarían con cualquier ácido que se
añadiese, y los iones amonio reaccionarían con
cualquier base que se añadiese. Las soluciones
amortiguadoras se preparan utilizando un ácido
débil o una base débil con una de sus sales. En
términos generales, las reacciones aparecerían de
la siguiente forma:

– Para un ácido débil: HA + OH- ! H2O +
A-

A- + H3O+ ! HA + H2O

El ácido débil (HA), reacciona con la base
que se añade. El ion negativo de la sal (A-), reaccionara
con el ácido que se añade.

– Para una base débil: MOH + H3O+ ! M+ +
2H2O

M+ + OH- ! MOH

La base débil (MOH), reaccionara con el
ácido que se añade. El ion positivo de la sal,
(M+), reaccionara con la base que se añade.

Los amortiguadores tienen máxima eficiencia para
neutralizar los ácidos y las bases que se añaden,
cuando las concentraciones del ácido débil (o de la
base) y de la sal son iguales. Podremos preparar una
solución amortiguadora de casi cualquier pH, si escogemos
el ácido (o base) débil correcto. Existe un ion
común entre el electrolito débil y su sal. El
comportamiento de una solución amortiguadora puede ser
explicado siempre tomando como base nuestro conocimiento acerca
del efecto del ion común y el Principio de Le Chatelier,
el cual dice que si un producto o subproducto es eliminado del
sistema, el equilibrio se verá perturbado y la
reacción producirá más producto con el
objeto de compensar la pérdida. En las polimerizaciones,
este truco es usado para hacer que las reacciones alcancen altas
conversiones.

La sangre esta amortiguada, principalmente, por el ion
bicarbonato (HCO3-), pero cuando ocurre la
hiperventilación que se trata de un estado de
sobrerrespiración, causado por el miedo, la
excitación o la ansiedad, ya que al ocurrir este proceso
una persona expele más dioxido de carbono de lo necesario,
alterando el equilibrio del acido carbonico.

pH

El pH es una medida de la acidez o basicidad de
una solución. El pH es la concentración de iones
hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias. La sigla
significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o
potentia Hydrogenii; del latín pondus, n. = peso;
potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. =
hidrógeno). Este término fue acuñado por el
químico danés Sørensen, quien lo
definió como el logaritmo negativo de base 10 de la
actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

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Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado
universalmente por lo práctico que resulta para evitar el
manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en
lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le
puede aproximar empleando la concentración molar del ion
hidrógeno.

Por ejemplo, una concentración de [H3O+] = 1
× 10–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya
que: pH = –log[10–7] = 7

El pH típicamente va de 0 a 14 en
disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones
con pH menores a 7 (el valor del exponente de la
concentración es mayor, por que hay más protones en
la disolución) , y básicas las que tienen pH
mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la
disolución (donde el disolvente es agua).

Se considera que p es un operador
logarítmico sobre la concentración de una
solución: p = –log[…] , también se define
el pOH, que mide la concentración de iones OH-.

Puesto que el agua está disociada en una
pequeña extensión en iones OH– y H3O+,
tenemos que:

Kw = [H3O+]·[OH–]=10–14 en donde
[H3O+] es la concentración de iones hidronio, [OH-] la de
iones hidroxilo, y Kw es una constante conocida como producto
iónico del agua
, que vale 10-14.

Por lo tanto,

log Kw = log [H3O+] + log [OH–]

–14 = log [H3O+] + log [OH–]

14 = –log [H3O+] – log
[OH–]

pH + pOH = 14

Por lo que se puede relacionar directamente el valor del
pH con el del pOH.

En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones
normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser
el neutro. El pH al cual la disolución es neutra
estará relacionado con la constante de disociación
del disolvente en el que se trabaje

Medida del pH

El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante
un potenciómetro, también conocido como pH-metro,
un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos
electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de
plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible
al ión hidrógeno.

También se puede medir de forma aproximada el pH
de una disolución empleando indicadores, ácidos o
bases débiles que presentan diferente color según
el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se
trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores.
cualitativos para la determinación del pH. El papel de
litmus o papel tornasol es el indicador mejor conocido. Otros
indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja de
metilo.

  • A pesar de que muchos potenciómetros tienen
    escalas con valores que van desde 1 hasta 14, los valores de
    pH pueden ser menores que 1 y mayores que 14. Por ejemplo el
    ácido de batería de automóviles tiene
    valores cercanos de pH menores que uno, mientras que el
    hidróxido de sodio 1 M varía de 13,5 a
    14.

  • Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es
    ácido y mayor que 7 es básico a
    25 ºC. A distintas temperaturas, el valor de pH
    neutro puede variar debido a la constante de equilibrio del
    agua (Kw).

La determinación del pH es uno de los
procedimientos analíticos más importantes y
más usados en ciencias tales como química,
bioquímica y la química de suelos. El pH determina
muchas características notables de la estructura y
actividad de las biomacromoléculas y, por tanto, del
comportamiento de células y organismos.

En 1909, el químico danés Sorensen
definió el potencial hidrógeno como el logaritmo
negativo de la concentración molar (más exactamente
de la actividad molar) de los iones hidrógeno.

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Dependiendo del pH del suelo la Hortensia (Hydrangea)
puede poseer flores rosas o azules. En suelos ácidos (pH
< 7) las flores son azules, mientras que en suelos alcalinos
(pH > 7) son rosas.1

Tampón fosfato

 Se trata de un tampón
inorgánico que se encuentra en los líquidos
intracelulares y mantiene el pH en torno al 6,86
debido al
equilibrio existente entre un ácido débil; el
dihidrógeno fosfato (DHP) y su base: el
monohidrógeno fosfato (MHP). Ambos compuestos mantienen un
equilibrio entre sí, pudiendo el DHP liberar un
protón y transformarse en MHP, (la reacción se
desplaza hacia la derecha), y el MHP puede unirse aun
protón para originar una molécula de DHP, (la
reacción se desplaza hacia la
izquierda). H2PO4-    ? HPO4-2 +
H+ 

Es decir, a pH fisiológico, las especies del
fosfato con capacidad de tamponar son   H2PO4- y
 HPO4-2 ya que su valor de pK es de 6,8.

Así pues, para el tampón
fosfato:

               
pH = 6,8 + log HPO4-2 / H2PO4-  

A pH fisiológico de 7,4 la concentración
de HPO4-2 (un 80%) es 4 veces superior a la de H2PO4- (un 20%).
Así pues, el tampón fosfato es un sistema muy
eficaz para amortiguar ácidos.

La concentración de fosfato en la sangre es baja
(2 mEq/L) por lo que tiene escasa capacidad de tamponar si lo
comparamos con otros tampones como el bicarbonato. En cambio, a
nivel intracelular, las concentraciones de fosfato son elevadas
lo que le convierte en un tampón eficiente. Las grandes
cantidades de fosfato dentro de las células corporales y
en el hueso hacen que el fosfato sea un depósito grande y
eficaz para amortiguar el pH. 

Conclusión

Una solución tampón o Buffer es una
solución capaz de amortiguar las variaciones de pH
realizadas por la adición de una ácido o una base,
gracias a que contiene en equilibrio a un ácido
débil y su base conjugada en proporciones equimolares,
así las adiciones de ácido se neutralizaran con la
base conjugada y las de base con el ácido, desplazando las
posiciones de estos en el equilibrio pero manteniendo invariante
el pH

 

 

Autor:

José Laura

Partes: 1, 2
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