Solución tampón

En química, unhasolución tampón,sistema amortecedorou tampón químico (máis precisamente, tampón depHou doión hidróxenoe na literatura inglesabuffer) é unhasolución acuosaconsistente nunha mestura dunácido débile a súabase conxugadaou dunha base débil e o seu ácido conxugado. O pH destas solucións cambia moi pouco cando se lle engaden pequenas cantidades dunácdo forteou dunhabase forte.As solucións tampón utilízanse para manter o pH a un valor case constante nunha ampla variedade de aplicacións químicas e industriais. Na natureza, hai moitos sistemas que usan estes amortecedores para a regulación do pH. Por exemplo, osistema tampón bicarbonatoutilízase para regular o pH dosangue,mentres que no interior dacélulao principal é otampón fosfato.

Cada sistema amortecedor deste tipo ten o seu propio intervalo efectivo de amortecemento dos cambios de pH, o cal dependerá da constante de equilibrio do ácido ou base empregado. Sistemas tampón típicos son o paramoníaco-catiónamonio,ácido acético-anión acetato, anión carbonato-anión bicarbonato, ácido cítrico-anión citrato ou algún dos pares na disociación do ácido fosfórico.

Principios do tamponamento

Atitraciónsimulada dunha solución acidificada dun ácido débil (pK_a= 4,7) cun álcali.

Adición dunhidróxidoa unha mestura en equilibrio dun ácido débil, HA, e a súa base conxugada, A⁻

As solucións amortecedoras ou tampón resisten os cambios de pH debido a que nelas se produce un equilibrio entre o ácido HA e a súa base conxugada A⁻.

HA ⇌ H⁺+ A⁻

Cando se engade algúnácido fortea unha mestura en equilibrio entre un ácido débil e a súabase conxugada,o equilibrio desprázase á esquerda, de acordo coprincipio de Le Châtelier.Debido a isto, a concentración de ión hidróxeno increméntanse menos da cantidade agardada tendo en conta a cantidade de ácido forte engadido. Similarmente, se se engade un álcali forte á mestura a concentración e ión hidróxeno diminúe menos da cantidade esperada tendo en conta a acantidade de álcali engadido. O efecto ilústrase pola tritración simulada dun ácido débil cun pK_a= 4,7. A concentración relativa de ácido non disociado móstrase en azul e a da súa base conxugada en vermello. O pH cambia de forma relativamente lenta na rexión tampón, pH = pK_a± 1, centrada no pH = 4,7, onde [HA] = [A⁻]. A concentración de ión hidróxeno diminúe menos do que se esperaría porque a maioría do ión hidróxido engadido se consome na reacción

OH⁻+ HA → H₂O + A⁻

e só un pouco se consome na reacción de neutralización que é a que tería como resultado un incremento de pH.

OH⁻+ H⁺→ H₂O

Unha vez que o ácido está desprotonado en máis dun 95%, o pH elévase rapidamente porque a maioría do álcali engadido se consome na reacción de neutralización.

Capacidade de tamponamento

A capacidade de tamponamento ou amortecemento do pH,β,é unha medida cuantitativa da resistencia dunha solución tampón ao cambio de pH coa adición de ións hidróxido. Pode definirse así:

$\beta ={\frac {dn}{d(\mathrm {p[H^{+}]} )}}$

ondedné unha cantidade infinitesimal de base engadida ed(p[H⁺]) é o cambio infinitesimal resultante nocologaritmoda concentración de ión hidróxeno. Con esta definición a capacidade de tamponamento dun ácido débil, cunha constante de disociación de ácidoK_a,pode expresarse como

${\frac {dn}{d(\mathrm {pH} )}}=2.303\left({\frac {C_{\mathrm {A} }K_{\mathrm {a} }[\mathrm {H^{+}} ]}{\left(K_{\mathrm {a} }+[\mathrm {H^{+}} ]\right)^{2}}}\right)$

A capacidade de tamponamento dunha solución 0,1 M dun ácido con pK_ade 7

ondeC_Aé a concentración analítica do ácido.OpHdefínese como o −log₁₀[H⁺]. Esta ecuación mostra que hai tres rexións de aumento da capacidade de tamponamento.

1. A p[H⁺] moi baixo o termo [H⁺] do denominador predomina e a capacidade de tamponamento elévase exponencialmente coa diminución do pH.
2. A capacidade de tamponamento dun axente de tamponamento chega a un máximo local cando p[H⁺] = pK_a.Cae ao 33% do valor máximo a p[H⁺] = pK_a± 1 e ao 10% a p[H⁺] = pK_a± 1.5. Por esta razón o intervalo útil é aproximadamente pK_a± 1. A capacidade de tamponamento é proporcional á concentración do axente amortecedor,C_A,polo que as solucións diluídas teñen pouca capacidade de tamponamento.
3. A p[H⁺] moi altos o segundo termo do denominador é na práctica constante e a capacidade de tamponamento elévase exponencialmente cun incremento de pH debido ao termo [H⁺] do numerador; [H⁺]=10^−pH.

As propiedades 1 e 3 son independentes da presenza ou ausencia de axentes tamponantes engadidos. Son efectos da concentración e reflicten que o pH está relacionado cologaritmoda concentración de ión hidróxeno.

Aplicacións

As solucións tampón son necesarias para manter o pH correcto para o funcionamento dosencimasen moitos organismos. Moitos encimas funcionan só en condicións moi precisas; se o pH se move fóra dun estreito intervalo, o encima funciona máis lentamente ou deixa de funcionar e podedesnaturalizarse.En moitos casos a desnaturalización pode eliminar permanentemente a actividade catalítica.

Industrialmente, as solucións tampón son utilizadas nos procesos defermentacióne para establecer as condicións correctas para as tinturas usadas para tinguir tecidos. Tamén se usan en análises químicase na calibración de pH metros.

A maioría das mostras biolóxicas que se usan en investigación entán feitas en tampóns, especialmente otampón fosfato salino(PBS, do inglésphosphate buffered saline) a pH 7,4.

No organismo noplasma sanguíneohai un tampón deácido carbónico(H
2CO
3) ebicarbonato(HCO−
3), que mantén o pH entre 7,35 e 7,45. Dentro das células funciona o tampón fosfato.

Axentes tampón simples

Axente tamponador	pKa	Intervalo de pH útil
Ácido cítrico	3,13, 4,76, 6,40	2,1–7,4
Ácido acético	4,8	3,8–5,8
KH2PO4	7,2	6,2–8,2
CHES	9,3	8,3–10,3
Borato	9,24	8,25–10,25

Para tampóns nas rexións ácidas, o pH pode ser axustado a un valor desexado engadindo un ácido forte como oácido clorhídricoa un axente tamponador. Para os tampóns alcalinos, pode engadirse unha base forte como ohidróxido sódico.Alternativamente, unha mestura tampón ou amortecedora pode facerse mesturando un ácido e a súa base conxugada. Por exemplo, un tampón acetato pode facerse pola mestura de ácido acético eacetato de sodio.Similarmente, un tampón alcalino pode facerse a partir dunha mestura dunha base e o seu ácido conxugado.

Mesturas tampón "universais"

Combinando substancias con valores de pK_aque difiren en só dous ou menos e axustando o pH, pode obterse unha ampla variedade de tampóns. Oácido cítricoé un compoñente útil dunha mestura porque ten tres valores de pK_a,separados por menos de dous. O rango de tampón pode ser ampliado engadindo outros axentes tamponadores. As seguintes mesturas (soluciónstampón McIlvaine) teñen un rango de tamponamento do pH 3 ao 8.

0,2 MNa2HPO4(mL)	0,1 Mácido cítrico(mL)	pH
20,55	79,45	3,0
38,55	61,45	4,0
51,50	48,50	5,0
63,15	36,85	6,0
82,35	17,65	7,0
97,25	2,75	8,0

Pode facerse unha mestura que conteñaácido cítrico,fosfato de monopotasio,ácido bóricoeácido dietil barbitúricopara cubrir o intervalo de pH do 2,6 ao 12.

Outros tampóns universais son o tampón Carmodye otampón Britton-Robinson,desenvolvido en 1931.

Compostos tampón comúns usados en bioloxía

Para os rangos efectivos vercapacidade de tamponamento,arriba.

Nome común	Estrutura	pKa a 25 °C	Efecto da temperatura dpH/dT(K−1)	Peso molecular
TAPS		8,43	−0,018	243,3
Bicina		8,35	−0,018	163,2
Tris		8,06	−0,028	121,14
Tricina		8,05	−0,021	179,2
TAPSO		7,635		259,3
HEPES		7,48	−0,014	238,3
TES		7,40	−0,020	229,20
MOPS		7,20	−0,015	209,3
PIPES		6,76	−0,008	302,4
Cacodilato		6,27		138,0
MES		6,15	−0,011	195,2

Cálculo do pH do tampón

Ácidos monopróticos

A expresión do equilibrio é

HA ⇌ A⁻+ H⁺

Isto mostra que cando o ácido se disocia prodúcense cantidades iguais de ión hidróxeno e do anión. As concentracións de equilibrio destes tres compoñentes poden calcularse nunhatáboa ICE,siglas de "iniciais" (condicións), "cambio" e "equilibrio".

Táboa ICE para ácidos monopróticos

	[HA]	[A−]	[H+]
I	C0	0	y
C	−x	x	x
E	C0−x	x	x+y

Na primeira fila, denominada I, indícanse as condiciónsiniciais: a concentración de ácido éC₀,inicialmente non disociado, polo que a concentración de A⁻e H⁺sería cero;yé a concentración inicial de ácido forte "engadido", como o ácido clorhídrico. Se se engade un álcali forte, como o hidróxido de sodioyterá un signo negativo porque o álcali retira ións hidróxeno da solución. A segunda fila, denominada C porcambio, especifica os cambios que ocorren cando o ácido se disocia. A concentración de ácido diminúe nunha cantidade de −xe as concentracións de A⁻e H⁺increméntanse ambas nunha cantidade de +x.Isto derívase da expresión de equilibrio. A terceira fila, denominada E por concentracións deequilibrio, engádese conxuntamente as dúas primeiras filas e mostra as concentracións no equilibrio.

Para calcularx,úsase a fórmula para a constante de equilibrio en termos de concentracións:

$K_{\mathrm {a} }={\frac {[\mathrm {H^{+}} ][\mathrm {A^{-}} ]}{[\mathrm {HA} ]}}$

Substitúense as concentracións cos valores atopados na última fila da táboa ICE:

$K_{\mathrm {a} }={\frac {x(x+y)}{C_{0}-x}}$

Simplifícase a:

$x^{2}+(K_{\mathrm {a} }+y)x-K_{\mathrm {a} }C_{0}=0$

Con valores específicos paraC₀,K_aeyesta ecuación pode resolverse parax.Como o pH = −log₁₀[H⁺], o pH pode calcularse como pH = −log₁₀(x+y).

Ácidos polipróticos

Porcentaxe de formación de especies químicas calculadas para unha solución 10 milimolar de ácido cítrico.

Os ácidos polipróticos son ácidos que poden peder máis dun protón. A constante de disociación do primeiro protón pode indicarse comoK_a1e as constantes de disociación dos sucesivos protóns comoK_a2etc. Oácido cítrico,H₃A, é un exemplo de ácido poliprótico, xa que pode perder tres protóns.

Equilibrio	valor do pKa
H3A ⇌ H2A−+ H+	pKa1= 3,13
H2A−⇌ HA2−+ H+	pKa2= 4,76
HA2−⇌ A3−+ H+	pKa3= 6,40

Cando a diferenza entre sucesivos valores de pK_aé menor de tres hai solapamento entre os rangos de pH de existencia das especies en equilibrio. Canto menor é a diferenza, maior é o solapamento. No caso do ácido cítrico, o solapamento é amplo e as solucións de ácido cítrico son tamponadas no seu rango completo do pH 2,5 ao 7,5.

O cálculo do pH cun ácido poliprótico require realizar uns cálculos de especiación. No caso do ácido cítrico, isto implica a solución das dúas ecuacións de equilibrio de masas seguintes

$C_{\mathrm {A} }=[\mathrm {A^{3-}} ]+\beta _{1}[\mathrm {A^{3-}} ][\mathrm {H^{+}} ]+\beta _{2}[\mathrm {A^{3-}} ][\mathrm {H^{+}} ]^{2}+\beta _{3}[\mathrm {A^{3-}} ][\mathrm {H^{+}} ]^{3}$

$C_{\mathrm {H} }=[\mathrm {H^{+}} ]+\beta _{1}[\mathrm {A^{3-}} ][\mathrm {H^{+}} ]+2\beta _{2}[\mathrm {A^{3-}} ][\mathrm {H^{+}} ]^{2}+3\beta _{3}[\mathrm {A^{3-}} ][\mathrm {H^{+}} ]^{3}-K_{\mathrm {w} }[\mathrm {H^{+}} ]^{-1}$

C_Aé a concentración analítica do ácido,C_Hé a concentración analítica dos ións hidróxeno engadidos,β_qson as constantes de asociación acumulativas

$\log \beta _{1}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a3} },\quad \log \beta _{2}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a2} }+\mathrm {p} K_{\mathrm {a3} },\quad \log \beta _{3}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a1} }+\mathrm {p} K_{\mathrm {a2} }+\mathrm {p} K_{\mathrm {a3} }$

K_wé a constante deautoionización da auga.Hai dúas ecuacións simultáneas non lineares en dúas cantidades descoñecidas [A³⁻] e [H⁺]. Disponse de moitos programas informáticos para facer este cálculo. O diagrama de especiación do ácido crítico obtívoe usando o programa HySS.

Véxase tamén

Ligazóns externas

• "Biological buffers".REACH Devices.
• Calculador on line do pH de tampóns
• Tampón fosfato