9.2: Sistemas Buffered

Cuando piensas en la palabra búfer, probablemente pienses en ella como una salvaguardia o una barrera, algo que proporciona un cojín o escudo entre tú y algo dañino. Pero en química y biología, un tampón es una solución que resiste los cambios en\(\mathrm{pH}\). Como pronto aprenderemos, esta habilidad es crítica para todos los sistemas vivos. Muchas reacciones se ven afectadas por los cambios en\(\mathrm{pH}\). Por ejemplo, las soluciones ácidas y bases fuertes son perjudiciales para los tejidos vivos porque provocan una rápida hidrólisis de los enlaces que mantienen unidos a los organismos vivos. Es decir, las soluciones ácidas o básicas pueden acelerar las reacciones en las que se rompen los lazos (los cadáveres a menudo se desechan en los misterios de asesinatos, y a veces en la vida real, disolviéndolos en ácido o base fuertes). Las proteínas tienen muchos grupos ácidos y bases débiles, por lo que incluso fluctuaciones relativamente pequeñas\(\mathrm{pH}\) pueden provocar cambios en las cargas de estos grupos. Esto puede afectar la estructura y función de las proteínas de manera dramática, de una manera que es fisiológicamente perjudicial para los sistemas vivos.

La química de la solución acuosa es terriblemente complicada en los sistemas vivos. Sin embargo, podemos comenzar a entenderlo observando sistemas simples de búfer químico. Consideremos primero qué pasa si tomamos\(0.10\) moles de gas cloruro de hidrógeno y lo disolvemos en suficiente agua para hacer un litro de solución. La\(0.10-\mathrm{M}\) solución resultante de ácido clorhídrico\(\mathrm{HCl}\) (\(aq\)) tiene un\(\mathrm{pH}\) de\(1\) (\(\mathrm{pH} = – \log (0.10)\),\(= – \log \left(1.0 \times 10^{-1}\right)\). Entonces el\(\mathrm{pH}\) de la solución cambia de\(7\) (para agua pura) a\(1\), un cambio de 6 órdenes de magnitud en\(\left[\mathrm{H}^{+}\right]\). Ahora bien, si hacemos el mismo experimento añadiendo\(0.10 \mathrm{~mol HCl}(g)\) a una solución adecuadamente tamponada, encontramos que el pH de la solución resultante no cambia mucho en absoluto.

Para entender cómo sucede esto, tenemos que revisar alguna química ácido-base. Específicamente, debemos reexaminar qué sucede cuando los ácidos y la base reaccionan, cuáles son los productos y cómo se comportan esos productos. Acabamos de calcular que el\(\mathrm{pH}\) de un ácido\(0.10-\mathrm{M}\) fuerte es\(1.0\). No importa qué ácido fuerte escojamos, siempre y cuando solo tenga un protón para donar. Entonces\(\mathrm{pH}\) las soluciones\(\mathrm{HCl}\),\(\mathrm{HBr}\), y\(\mathrm{HClO}_{4}\) son todas iguales porque todas están casi completamente ionizadas en solución acuosa. Sin embargo, ¿qué sucede si usamos un ácido débil como el ácido acético (\(\mathrm{CH}_{3}\mathrm{COOH}\)), el fluoruro de hidrógeno (\(\mathrm{HF}\)), el ácido fosfórico (\(\mathrm{H}_{3}\mathrm{PO}_{4}\)) o el ácido carbónico (\(\mathrm{H}_{2}\mathrm{CO}_{3}\))? El\(\mathrm{pH}\) de cada uno difiere y ninguno de ellos es tan bajo como los ácidos fuertes porque no se ionizan completamente en solución. Por ejemplo, el\(\mathrm{pH}\) de ácido\(0.10-\mathrm{M}\) acético se\(\sim 2.9\) debe a que la concentración de H+ es menor que en\(0.10-\mathrm{M HCl}\). Aunque eso puede no parecer muy diferente de un\(\mathrm{pH}\) de\(1\), recuerda que\(\left[\mathrm{H}^{+}\right]\) es\(10^{-1}\) (o\(0.1 \mathrm{~M}\)) para un\(\mathrm{pH}\) de\(1\) y\(10^{-2.9}\) (o\(0.0012 \mathrm{~M}\)) para un\(\mathrm{pH} 2.9\).

Ahora bien, si miramos las bases conjugadas de ácidos débiles y fuertes veremos una diferencia análoga en su comportamiento para producir soluciones con\(\mathrm{pH}\) diferentes. la base conjugada de\(\mathrm{HCl}\) es\(\mathrm{Cl}^{–}\) (el ion cloruro.) Sin embargo como no podemos simplemente conseguir una botella de cloruro (necesitamos un contraión para el balance de carga), vamos a utilizar cloruro de sodio\(\mathrm{NaCl}\), ya que sabemos que los iones de sodio no son reactivos, suelen ser iones “espectadores”. Si medimos el\(\mathrm{pH}\) de una solución de\(\mathrm{NaCl}\), encontraremos que lo es\(7\), al igual que el agua. Ni el ion sodio ni el ion cloruro afectan al\(\mathrm{pH}\). No obstante, si tomamos la base conjugada correspondiente del ácido acético, por ejemplo acetato de sodio (\(\mathrm{CH}_{3}\mathrm{COONa}\)), encontramos que una\(0.1 \mathrm{~M}\) solución tiene una\(\mathrm{pH}\) de aproximadamente\(9\). Esto es bastante sorprendente a primera vista. El acetato de sodio pertenece a la clase de compuestos que etiquetamos genéricamente como sales. En la vida cotidiana, la sal se refiere al cloruro de sodio, pero en química el término sal se refiere a un compuesto que contiene la base conjugada de un ácido y un catión. Si bien es tentador pensar en todas las sales como inocuas y no reactivas (como el cloruro de sodio), resulta que los componentes de la sal (el anión base conjugada, y el catión) ambos afectan las propiedades, incluso en una reacción simple como disolverse en agua. De hecho, la\(\mathrm{pH}\) de cualquier base conjugada de un ácido débil tiende a ser básica.

Investiguemos un poco más. La observación previa implica que el ion acetato\(\left(\mathrm{CH}_{3}\mathrm{COO}^{-}\right)\) debe estar reaccionando con agua para producir hidróxido (ya que ya sabemos que el\(\mathrm{Na}^{+}\) no reacciona con el agua). Esta reacción se llama reacción de hidrólisis. El nombre se deriva de las palabras griegas para agua (hidro-) y para romper o separar (-lisis); se refiere a reacciones en las que el agua es uno de los reactivos. Podemos escribir esta reacción de hidrólisis como:\[\mathrm{CH}_{3} \mathrm{COO}^{-}(aq)+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(l) \rightleftarrows \mathrm{CH}_{3} \mathrm{COOH}(aq)+{}^{-}\mathrm{OH}(aq)\]

La producción de hidróxido aumenta\(\left[{}^{–}\mathrm{OH}\right]\), a su vez afecta\(\left[\mathrm{H}^{+}\right]\) porque los dos están relacionados por la expresión de equilibrio\(\left[\mathrm{H}^{+}\right][{}^{-}\mathrm{OH}]=1 \times 10^{-14}=\mathrm{K}_{\mathrm{w}}\). Es decir, cuando la sal de un ácido débil (es decir, su base conjugada) se disuelve en agua, se produce una base débil y esa base débil tiene todas las propiedades de cualquier base: puede reaccionar con un ácido.

Es posible calcular el\(\mathrm{pH}\) de soluciones de base débil, así como lo es calcular el\(\mathrm{pH}\) de ácidos débiles, si se conoce la constante de equilibrio ácido. ^[6] Sin embargo, lo que es más interesante es lo que sucede cuando una solución contiene cantidades significativas tanto de un ácido débil como de su base conjugada. Por ejemplo, si tomamos una solución que esté tanto\(0.10 \mathrm{~M}\) en ácido acético como en acetato de sodio, podemos calcular la\(\mathrm{pH}\) configurando la tabla de equilibrio:

\(\mathrm{AcOH}\)	\(+ \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\)	\(\rightleftarrows \mathrm{~H}_{3}\mathrm{O}^{+}\)	\(+ { }^{-}\mathrm{OAc}\)	\(+ \mathrm{~Na}^{+}\)
Concentraciones iniciales\(0.10 \mathrm{~M}\)		\(1 \times 10^{-7}\)	\(0.10 \mathrm{~M}\)	\(0.10 \mathrm{~M}\)

Tenga en cuenta que a pesar de que el acetato está presente en la mezcla inicial, lo hemos puesto en el lado del producto. Esto se debe a que cuando tanto el ácido acético como el acetato están presentes en la misma solución, sus concentraciones están “unidas”: pasan a formar parte de un sistema de equilibrio que puede describirse por la constante de equilibrio para el ácido acético. ^[7] Si se cambia la concentración de una especie, la otra debe responder. Recordemos en Capítulo\(8\) que nos fijamos en lo que sucede con la\(\mathrm{pH}\) de una solución de ácido acético cuando se agrega un ion acetato: la presencia de acetato afecta la posición de equilibrio para la disociación del ácido acético, y en lugar de un\(\mathrm{pH}\) de\(2.9\) (para el ácido\(0.10 \mathrm{~M}\) acético), la \(\mathrm{pH}\)de una solución que está tanto\(0.10 \mathrm{~M}\) en ácido acético como en acetato de sodio es\(4.7\). La presencia del acetato iónico común ha suprimido la ionización del ácido acético. Podemos calcular el\(\mathrm{pH}\) de cualquier solución similar adaptando la expresión para el equilibrio de disociación ácida:\[\mathrm{K}_{a}=\left[\mathrm{H}^{+}\right]\left[\mathrm{AcO}^{-}\right] /[\mathrm{AcOH}] .\]

Al igual que en nuestro trabajo previo con ácidos débiles vamos a ignorar cualquier reacción con el agua tanto del ácido acético como del ion acetato porque no afectan significativamente el pH; ambas especies son relativamente débiles como ácidos o bases. Aunque tomemos en cuenta estas reacciones, no cambian la respuesta que obtenemos. Sustituyendo en la ecuación\(\mathrm{K}_{a}\), obtenemos:\[\mathrm{K}_{a}=1.8 \times 10^{-5} = \left[\mathrm{H}^{+}\right] (0.10) / (0.10) .\]

Alternativamente, podemos usar\(\mathrm{pK}_{a}\), el log negativo de\(\mathrm{K}_{a}\), dándonos:\ [\ begin {aligned}
\ mathrm {pK} _ {a} &=\ mathrm {pH} -\ log\ left [\ mathrm {ACo} ^ {-}\ derecha]/[\ mathrm {aCoH}]\
\ text {o}\ mathrm {pH} &=\ mathrm {pK} _ {a} +\ log\ left [\ mathrm {ACo} ^ {-}\ derecha]/[\ mathrm { AcOH}].
\ end {alineado}\]

Esta ecuación se conoce como la ecuación de Henderson—Hasselbalch. Es una manera conveniente de calcular el\(\mathrm{pH}\) de soluciones que contienen ácidos débiles y sus bases conjugadas (o bases débiles y sus ácidos conjugados).

Recordemos que un búfer puede resistir cambios en\(\mathrm{pH}\). Entonces la pregunta es: ¿cómo sucede exactamente esto? Echemos un vistazo más de cerca. Imagínese que tenemos una solución tampón que está tanto\(1.0 \mathrm{~M}\) en ácido acético como en acetato. El\(\mathrm{pH}\) de este sistema es\(– \log 1.8 \times 10^{-5} = 4.74\) (porque\(\left[\mathrm{AcO}^{-}\right] = \left[\mathrm{AcOH}\right]\)). Ahora agreguemos algo de ácido a este tampón. Para facilitar los cálculos, podemos agregar\(0.01 \mathrm{~mol HCl}\) a la solución\(1.0 \mathrm{~L}\) de búfer. ^[8] ¿Qué pasa? Las especies principales en la solución tampón son el ácido acético, el acetato y el agua (el ion hidronio y el ion hidróxido son componentes menores). ¿Con cuál va a reaccionar\(\mathrm{HCl}(aq)\)? Al igual que en cualquier reacción ácido-base, es más probable que la base reaccione con el ácido, es decir, la parte de acetato del tampón reaccionará con el H+. La reacción resultante es:\[\mathrm{H}^{+}+{ }^{-}\mathrm{OAc} \rightleftarrows \mathrm{AcOH}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O} .\]

En esta reacción, la concentración de acetato disminuye y el ácido acético aumenta. Ahora podemos calcular las concentraciones inicial (pre-reacción) y final (post-reacción):

	\(\mathrm{AcOH}\)	\(+ \mathrm{~H}_{2}\mathrm{O}\)	\(\rightleftarrows \mathrm{~H}_{3}\mathrm{O}^{+}\)	\(+ { }^{-}\mathrm{OAc}\)
Inicial\(\left[\mathrm{M}\right]\)	\(1.00\)		(despreciable)	\(1.00\)
agregar\(0.01 \mathrm{~M H}^{++}\)	\(+ 0.01\)			\(– 0.01\)
Equilibrio\(\left[\mathrm{M}\right]\)	\(1.01\)		\(x\)	\(0.99\)

El\(\mathrm{pH}\) de este sistema se puede calcular a partir de la ecuación Henderson—Hasselbalch:\[\mathrm{pH}=\mathrm{pK}_{a}+\log (0.99 / 1.01)=4.73 .\]

¡El apenas\(\mathrm{pH}\) ha cedido! (Recordemos que el\(\mathrm{pH}\) de\(0.01 \mathrm{~M HCl}\) es\(2.0\).) Incluso si añadimos más ácido (digamos,\(0.1 \mathrm{~mol HCl}\)) a nuestro litro de tampón, el resultante\(\mathrm{pH}\) no cambia mucho (lo es\(\mathrm{pH} = 4.74 + \log (0.90 / 1.10) = 4.65\)). Tenga en cuenta que la adición de ácido ha movido el\(\mathrm{pH}\) en la dirección que esperaríamos, ligeramente más baja y más ácida pero ni cerca de lo que sería si hubiéramos agregado el\(\mathrm{HCl}\) directamente a\(1 \mathrm{~L}\) de agua.

También podemos ver qué sucede cuando agregamos una base fuerte a la solución tampón. Si agregamos 0.01 mol de hidróxido de sodio a nuestro litro de tampón, el componente “activo” del tampón es ahora el ácido, y la reacción está escrita:\(\mathrm{HOAc} + { }^{-}\mathrm{OH} \rightleftarrows \mathrm{AcO}^{-} + \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\).

La base fuerte reacciona con el ácido débil. La concentración de ácido disminuye y su concentración de base conjugada aumenta, por lo que:

	\(\mathrm{AcOH}\)	\(+ \mathrm{~H}_{2}\mathrm{O}\)	\(\rightleftarrows \mathrm{~H}_{3}\mathrm{O}^{+}\)	\(+ { }^{-}\mathrm{OAc}\)
Inicial\([\mathrm{M}]\)	\(1.00\)		(despreciable)	\(1.00\)
agregar\(0.01 \mathrm{~M} { }^{-}\mathrm{OH}\)	\(- 0.01\)			\(+ 0.01\)
Equilibrio\([\mathrm{M}]\)	\(0.99\)		\(x\)	\(1.01\)

Lo nuevo\(\mathrm{pH}\) de la solución es\(\mathrm{pH} = 4.74 + \log (1.01 / 0.99) = 4.75\) —un ligero incremento pero difícilmente detectable. (Tenga en cuenta que el\(\mathrm{pH}\) de una\(0.01 \mathrm{~M}\) solución de\(\mathrm{NaOH}\) es\(12\).)

Entonces, los tampones pueden mantener el\(\mathrm{pH}\) de una solución notablemente constante. — lo cual, como veremos, esto es muy importante para los sistemas biológicos. Pero esto plantea otra pregunta, ¿cuánto ácido podríamos agregar al sistema antes de que\(\mathrm{pH}\) cambiara apreciablemente, o mejor dicho, suficiente para influir en el comportamiento del sistema? En los sistemas biológicos, la tolerancia al\(\mathrm{pH}\) cambio es bastante baja. Como comentamos anteriormente, los cambios en\(\mathrm{pH}\) pueden provocar una cascada de reacciones que pueden resultar catastróficas para el organismo.

La cantidad de ácido o base que una solución tampón puede absorber se llama su capacidad de tamponamiento. Esta capacidad depende de las concentraciones originales de ácido conjugado y base en el tampón y su relación después de la reacción, o [ácido conjugado]/[base conjugada]. Si comienzas con un tampón que tenga cantidades iguales de ácido y base, la proporción es igual a\(1.0\). A medida que la relación se aleja\(1.0\), el\(\mathrm{pH}\) se ve afectado cada vez más, hasta que cambia fuera del rango deseado.

Otra propiedad importante de los búferes es el rango sobre el\(\mathrm{pH}\) que pueden actuar. Como hemos visto en la ecuación Henderson—Hasselbalch, cuando la concentración de ácido es igual a la concentración de base, la\(\mathrm{pH}\) de la solución es igual a la\(\mathrm{pK}_{a}\) del ácido. Así, el tampón ácido acético/acetato tiene a\(\mathrm{pH} = 4.74\). Generalmente, el rango de almacenamiento en búfer efectivo es\(+1\) o\(–1 \mathrm{pH}\) unidad alrededor del\(\mathrm{pK}_{a}\). Entonces el ácido acético/acetato actúa como un tampón efectivo en el rango de\(\mathrm{pH} 3.7-5.7\), bien dentro de la\(\mathrm{pH}\) región ácida. Hay compartimentos biológicos (el estómago, lisosomas y endosomas) que son ácidos pero los principales fluidos biológicos (citoplasma y plasma sanguíneo) tienen\(\mathrm{pH}\) alrededor\(7.2–7.4\). En estos sistemas, los tampones son sistemas de fosfato o carbonato. Por ejemplo, el sistema tampón fosfato está compuesto principalmente por\(\mathrm{H}_{2}\mathrm{PO}_{4}{}^{-}\) (el donador de protones o ácido), y\(\mathrm{HPO}_{4}{}^{2-}\) (el aceptor de protones o base):\[\mathrm{H}_{2}\mathrm{PO}_{4}{}^{-} + \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \rightleftarrows \mathrm{HPO}_{4}{}^{2-} + \mathrm{H}_{3}\mathrm{O}^{+}\]

Lo que cuenta como un ácido o una base depende enteramente del sistema de reacción que estés estudiando. Este es un punto importante. Ambos\(\mathrm{H}_{2}\mathrm{PO}_{4}{}^{-}\) y\(\mathrm{HPO}_{4}{}^{2-}\) pueden actuar ya sea como un ácido o una base dependiendo de la\(\mathrm{pH}\). (Intente escribir las reacciones.) Pero en fisiológico\(\mathrm{pH} (7.2-7.4)\), las formas predominantes son\(\mathrm{H}_{2}\mathrm{PO}_{4}{}^{-}\) y\(\mathrm{HPO}_{4}{}^{2-}\). El\(\mathrm{pK}_{a}\) ácido conjugado es\(6.86\) así que tiene sentido que este sistema tampón esté activo en los fluidos celulares.

Preguntas

Preguntas para responder

• ¿Cuánto ácido tendrías que añadir para cambiar el\(\mathrm{pH}\) de un tampón que está\(1.0 \mathrm{~M}\) en ácido y base conjugada por una\(\mathrm{pH}\) unidad completa?
• Si el tampón está\(0.1 \mathrm{~M}\) en ácido y base conjugada, ¿tendría que agregar la misma cantidad de ácido? ¿Por qué o por qué no?
• ¿Qué sistemas de búfer usaría para amortiguar a\(\mathrm{pH}\) de\(4\)\(6\),\(8\), y\(10\)? ¿Qué factores tomarías en cuenta?
• El ácido carbónico (\(\mathrm{H}_{2}\mathrm{CO}_{3}\)) tiene dos protones ácidos. Extraer la estructura del ácido carbónico y mostrar cómo cada protón puede participar en una reacción ácido-base con una base fuerte como el hidróxido de sodio.
• ¿Cuál es el\(\mathrm{pH}\) de un sistema tampón si la concentración del componente ácido es igual a la concentración de su base conjugada?
• ¿Puede algún sistema de búfer amortiguar alguno\(\mathrm{pH}\)? Por ejemplo, ¿podría un sistema de ácido acético/acetato amortiguar efectivamente un\(\mathrm{pH}\) de\(9\)?
• ¿Qué criterios utilizaría para elegir un sistema de búfer para un determinado\(\mathrm{pH}\)?

Preguntas para reflexionar

• ¿A qué factores podrían hacer que las reacciones sean sensibles\(\mathrm{pH}\)?
• ¿Por qué la estructura y actividad de las proteínas son sensibles a los cambios en\(\mathrm{pH}\)?
• ¿Qué partes de proteínas se ven afectadas por los cambios en\(\mathrm{pH}\)? ¿Qué tipo de propiedades químicas deben tener? ¿Qué grupos de átomos contienen estos trozos de proteínas?
• ¿Esperarías que los ácidos nucleicos sean más o menos sensibles a\(\mathrm{pH}\) los cambios que a las proteínas?