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Las disoluciones amortiguadoras, también conocidas como disoluciones tampón o buffer, son mezclas que tienen la capacidad de resistir cambios bruscos en el pH cuando se les añaden pequeñas cantidades de ácidos o bases.
Una disolución amortiguadora está formada por un ácido débil y su base conjugada, o una base débil y su ácido conjugado.
Veámoslo con un ejemplo: Una disolución reguladora de ácido acético e ion acetato.
Ambas especies generan equilibrios ácido base:
Equilibrio 1: Acético: 
Equilibrio 2: Acetato: 
Tratemos de razonar, según el principio de Le Chatelier, que pasa cuando:
Añadimos ácido (
): Se reduce el pH.
El equilibrio 1 se desplaza hacia los reactivos, hacia la formación de acético, consumiendo el exceso de 
y, por tanto, aumentando el pH.
El equilibrio 2 se desplaza hacia los productos. Un aumento de la concentración de protones implica el consumo por neutralización de los iones OH-. Al desaparecer, y descender el pH, el equilibrio se desplaza hacia la derecha para formarlos de nuevo y, de nuevo, aumentarlo.
Añadimos base (
): Aumenta el pH
El equilibrio 1 se desplaza hacia los productos. Al aumentar la concentración de hidroxilos, la concentración de disminuye al ir reaccionando ambas especies, neutralizándose. Por Le Chatelier, el sistema se desplaza hacia los productos, regenerando los protones y disminuyendo el pH.
El equilibrio 2 se desplaza hacia los reactivos. Al aumentar la concentración de OH-, se genera un exceso de productos, que el sistema trata de compensar, formando reactivos y bajando el pH.
En resumen: resisten los cambios de pH porque contienen reservas ácido débil y base débil para neutralizar las especies que se añadan.
Es una ecuación muy útil, que nos permite calcular el pH de una disolución reguladora, y el pH tras la adición de un ácido o una base.
Donde:
Veamos cómo calcular el pH de la misma disolución de antes, de ácido fórmico:
Sabiendo esto y aplicando la ecuación:
El resultado es el mismo, de forma mucho más rápida. Ambos sistemas pueden usarse indistintamente, pero el primero nos da mejor conocimiento de lo que ocurre en el equilibrio.
1. Dispone de disoluciones acuosas de las siguientes sustancias: HCl, NH4Cl, NaCl, NaOH, CH3COOH y NH3. Indique, de forma razonada, las disoluciones que utilizaría para preparar una disolución reguladora.
Solución
Las disoluciones reguladoras se forman entre especies débiles y sus conjugados.
Por tanto, podemos descartar todos los ácidos y bases fuertes: HCl, NaOH.
El NaCl es una sal que proviene de un ácido fuerte y una base fuerte. Ninguno de sus iones procede de un ácido o base fuerte. Así que tampoco nos sirve.
Podríamos utilizar el ácido acético, si tuviésemos una fuente de iones acetato. Pero no la tenemos.
Así que las únicas especies conjugadas que podrían servirnos son el amoniaco ,NH3, y una fuente de iones amonio, NH4, provenientes en este caso del cloruro de amonio, NH4Cl.
2. Tenemos una disolución reguladora constituida por una mezcla de ácido acético y de acetato sódico, ambos a una concentración 0,1 M. Calcular:
a) El valor del pH de dicha disolución
b) ¿Variará mucho el valor del pH si se añade una pequeña cantidad de hidróxido sódico? Justifique su respuesta.
Datos: Ka a 25ºC, 1,74·10-5.
Solución
a) El valor del pH de dicha disolución:
Estudiemos el equilibrio de ambas especies dentro de la disolución:
|
|
|
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Co | 0,1 | 0 | 0,1 |
ΔC | -x | +x | +x |
Ceq | 0,10-x | x | 0,1+x |
b) ¿Variará mucho el valor del pH si se añade una pequeña cantidad de hidróxido sódico? Justifique su respuesta.
No, ese es el papel de las disoluciones reguladoras. Al añadir hidróxido de sodio, es decir, iones OH-, sus iones reaccionarán con los H3O+ del medio, neutralizándolos. Por tanto, el pH subirá.
Al desaparecer parte de los productos, según Le Chatelier, el equilibrio se desplazará hacia los productos, regenerándolos y formando iones H3O+, bajando de nuevo el pH y amortiguando la perturbación producida por el hidróxido.
3. Calcula el pH de una disolución amortiguadora que se prepara mezclando 100 mL de ácido fórmico (HCOOH) 0.20 M con 100 mL de formiato de sodio (HCOONa) 0.30 M.
Solución
La constante de acidez del ácido fórmico es Ka = 1.8 x 10-4.
Tenemos en un mismo sistema un ácido débil (el ácido fórmico) y su base conjugada (el formiato).
Vamos a estudiar el equilibrio de ionización del ácido y su tabla de equilibrio:
Este equilibrio tiene dos particularidades respecto a los equilibrios habituales:
Al mezclar dos disoluciones, el volumen total aumenta (en este caso se duplica). Así que las concentraciones iniciales se reducen a la mitad.
La concentración inicial del ion formiato no es cero. Tenemos ya una concentración de 0.15
|
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|
|
Co | 0,10 | 0 | 0,15 |
ΔC | -x | +x | +x |
Ceq | 0,10-x | x | 0,15+x |
Al conocer la constante de acidez, podemos calcular la x y, por tanto, el pH
Según la definición de pH:
