8.10.- Disoluciones
amortiguadoras o tampón

Algunas reacciones, de tipo bioquímico especialmente, requieren medios en los que el pH no varíe.

Las disoluciones amortiguadoras, también llamadas tampón, cumplen este fin, mantienen el pH constante al añadirles pequeñas cantidades de ácido o de base.

Estas soluciones son siempre de un ácido débil y su sal con una base fuerte o viceversa, es decir de una base débil y su sal con un ácido fuerte. Por ejemplo:

CH3COOH     y          CH3COONa

NH4OH           y          NH4Cl

Para ver cómo actúa una disolución amortiguadora, vamos a fijarnos en el primer ejemplo, donde se produce el siguiente equilibrio:

CH3COOH  + H2O          CH3COO- + H3O+

que es el responsable de la regulación del pH, siempre que sean grandes las concentraciones del ácido acético y de su base conjugada frente a la cantidad de ácido o de base añadidos.

Si añadimos una pequeña cantidad de ácido, aumentamos la concentración de protones [H3O+] y, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda, consumiéndose algo de iones CH3COO, que se combinan con los protones en exceso, con lo que en la nueva situación de equilibrio apenas ha variado la [H3O+] y por lo tanto el pH.

De forma análoga, si añadimos una pequeña cantidad de base, se combina con los protones y disminuye su concentración. Entonces el equilibrio se desplaza hacia la derecha, consumiéndose algo de ácido acético, con lo que se restituyen los iones H3O+ y se mantiene casi constante su concentración.

Vamos a comprobar como funciona una disolución tampón resolviendo el siguiente ejercicio:

Calcular la variación de pH que se produce al añadir 1 ml. de HCl 1 M a un litro de:
             a) agua pura.
             b) una disolución tampón de ácido acético 0'5 M y acetato sódico 0'5 M.

DATO: Ka = 1,85.10-5

a) al añadir 1 nl. de HCl 0'1 M a un litro de agua, la nueva concentración de HCl será:

moles = M.V = 1 . 0'001  =  0'001 moles de HCl

M = n/V  =  0'001/(1+0'001)  »  0'001 M de HCl

como el ácido clorhídrico, al ser un ácido fuerte, se disocia completamente:

    HCl + H2O H3O+ + Cl-
inicio (M)   0,001   -   0   0
Final (M)   0   -   0,001   0,001

 [H3O+] = 0'001 M

pH = ‑ Log (0'001) = 3

y como el pH original del agua es de 7, podemos decir que el pH de la disolución resultante ha descendido en 4 unidades.

b) Para la disolución reguladora, tenemos:

- antes de añadir el HCl:

[CH3COO] = 0'5 M               [CH3COOH] = 0'5 M

ya que al ser grande la concentración de CH3COO, apenas estará disociado el ácido acético, mucho menos que en agua pura por el efecto del ion común. Por lo tanto, sustituyendo en la constante de acidez:

luego:

[H3O+] = 1'85.10-5        ;           pH = 4'733

 

- después de añadir el HCl: como 1 cc. de HCl 1 M contiene 0'001 moles de HCl (ácido fuerte), éste reacciona con 0'001 moles de CH3COO (base fuerte) para formar 0'001 moles de CH3COOH (ácido débil), y por lo tanto, aproximando el volumen total que es de 1'001 litros a 1 litro:

[CH3COO] = 0'499 M                       [CH3COOH] = 0'501 M

y sustituyendo en la constante de acidez:

luego:

 

[H3O+] = 1'857.10-5       ;        pH = 4'731

vemos que el pH, ahora solamente ha variado en 2 milésimas, es decir, que prácticamente se ha mantenido constante.