Amortiguadores del pH

 

REGULACIÓN DEL PH – AMORTIGUADORES

Mantener el pH constante es vital para el correcto desarrollo de las reacciones químicas y bioquímicas que tienen lugar tanto en los seres vivos como, a nivel experimental, en el laboratorio. Los amortiguadores (también llamados disoluciones amortiguadoras, sistemas tampón o buffers) son aquellas disoluciones cuya concentración de protones apenas varía al añadir ácidos o bases fuertes.

 Los amortiguadores más sencillos están formados por mezclas binarias de un ácido débil y una sal del mismo ácido con una base fuerte (por ejemplo, ácido acético y acetato sódico), o bien por una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte (por ejemplo, amoníaco y cloruro amónico).

 La concentración de protones del agua pura experimenta una elevación inmediata cuando se añade una mínima cantidad de un ácido cualquiera. A un litro de agua neutra (pH 7) basta añadirle 1 ml de HCl 10M para que el pH descienda 5 unidades. En cambio, si esta misma cantidad de ácido se añade a 1 litro de disolución amortiguadora formada por HAc/AcNa 1M, el pH desciende en una centésima, o sea, quinientas veces menos 

MECANISMO DE LA ACCIÓN AMORTIGUADORA

Supongamos un amortiguador constituido por un ácido acético (ácido débil) y acetato

sódico (sal de ácido débil y base fuerte). El ácido estará parcialmente disociado según

la ecuación:

AcH    –> <–   Ac- + H+

  El acetato sódico, como todas las sales está completamente disociado, y por lo tanto,el  ión acetato (Ac-) procedente de esta sal desplazará el equilibrio de disociación del ácido hacia la izquierda, haciendo que disminuya la [H+]. La presencia conjunta de la sal y el ácido hace decrecer la acidez libre. Si las cantidades de sal y de ácido son del mismo orden, la [H+] vendrá regulada por el equilibrio de disociación del ácido.

 Si a este sistema añadimos un ácido fuerte (HCl), se produce un aumento instantáneo de la [H+], y el equilibrio de disociación del acético se desplaza hacia la izquierda, formándose AcH hasta recuperar prácticamente la [AcH] inicial. Además, los iones acetato procedentes de la sal se pueden combinar con los H+ procedentes del HCl para formar AcH (Figura 2). La reacción podría representarse así:

 NaAc + HCl → HAc + NaCl

 El sistema amortiguador ha destruido el ácido fuerte, generando en su lugar un cantidad equivalente de ácido débil, cuyo equilibrio de disociación determinará la [H+]final.

 Si añadimos una base fuerte (NaOH) a este sistema, los iones OH- se combinan rápidamente con los H+ para formar agua, con lo que el equilibrio de disociación del ácido se desplaza hacia la derecha para restaurar la concentración inicial de protones

 En otras palabras, la adición de una base provoca la transformación de una parte del acético libre en acetato:

 HAc + NaOH → NaAc + H2O

 La utilidad de los amortiguadores, tanto en métodos de laboratorio como en la regulación del equilibrio ácido-base del plasma sanguíneo, estriba precisamente en la posibilidad de mantener la [H+] dentro de límites tan estrechos que puede considerarse como invariable.

Fuente: http://www.ehu.es/biomoleculas/1b/pdf/5_buffers.pdf

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