Disoluciones amortiguadoras

Generalmente, cuando a una disolución acuosa se le añade una cantidad de ácido o de base, su pH se ve alterado o modificado. Sin embargo, hay ciertas disoluciones en las que, a través de un sencillo mecanismo, se impide que el pH sufra algún tipo de cambio. Estas son las llamadas, disoluciones amortiguadoras, también conocidas como reguladoras, a las que podemos definir como aquellas disoluciones que son capaces de mantener el pH prácticamente contante aunque la disolución cambie al añadir ácidos o bases.

Las disoluciones amortiguadoras tienen un papel importante, no sólo en los laboratorios, sino también en la naturaleza, pues en numerosos sistemas biológicos es sumamente importante mantener el pH constante.

Las disoluciones amortiguadoras contienen, en concentraciones generalmente elevadas, un ácido débil, y una sal soluble producida a través de disociación de la base conjugada del ácido; o también, una base débil y una sal soluble, la cual se disocia produciendo el ácido conjugado de dicha base.

Algunos ejemplos de disoluciones amortiguadoras son las que tienen lugar entre, CH3COOH y CH3COONa, H3PO4 y NaH2PO4, NH3 y NH4Cl, etc.

Cogeremos como ejemplo para explicar el comportamiento del sistema, a la disolución entre CH3COOH y CH3COONa.

La disolución contiene:

• El acetato de sodio, CH3COONa, que se encuentra totalmente disociado debido a que es un electrolito fuerte.

CH3COONa (aq) → CH3COO^- (aq) + Na^+ (aq)

• Un ácido débil, en este caso el CH3COOH, parcialmente ionizado.

CH3COOH (aq) + H2O (l) ↔ H3O^+ (aq) + CH3COO^- (aq)

La presencia del ion común, CH3COO^-, añadido por la sal disociada hace que el equilibrio se encuentre muy desplazado hacia la izquierda. Debido a ésto, el ácido, CH3COOH, prácticamente no está disociado, y la presencia de iones H3O^+, en la disolución es bastante escasa.

Si se añade una pequeña cantidad de ácido, aumentará la concentración de [H3O^+], desplazándose el equilibrio más aún hacia la izquierda, con la finalidad de disminuirla: la concentración de [H3O^+], casi no varía, por lo cual, el pH tampoco lo varía de modo notable.

En cambio, si se añade una pequeña cantidad de base, la concentración de [H3O^+] disminuirá, desplazando el equilibrio hacia la derecha para poder producir iones H3O^+, que neutralizarán a los iones OH^- que se encuentren presentes en la disolución, con lo que prácticamente tampoco variará el valor del pH.

Debido a que la sal se encuentra totalmente disociada y en cambio, el ácido apenas lo está, el valor del pH del sistema inicialmente, se puede deducir de la siguiente manera:

Ka= [CH3COO^-] . [H3O^+] / [CH3COOH] → [H3O^+]^= Ka [CH3COOH]/ [CH3COO^-] ≡ Ka . Ma/Mb →

→ pH = -log ( Ka. Ma/ Mb)

Donde Ma y Mb, hacen referencia respectivamente, a las concentraciones molares del ácido acético inicialmente, del CH3COOH, y del acetato sódico, CH3COONa.

Para un sistema amortiguador que esté formado por un ácido HA, y su respectiva base conjugada A^-, en general se cumple que:

[H3O^+] = Ka [HA] / [A^-] = Ka [Ácido] / [Sal]

Y para un sistema que está formado por una base B y su correspondiente ácido conjugado, BH^+, se cumple que:

[OH^-] = Kb [B] / [BH^+] = Kb [base]/ [Sal]

Hay que aclarar, que conocemos como efecto de ion común, al desplazamiento de un equilibrio, que ha sido provocado al añadir al sistema un compuesto que posee un ion idéntico que el de las sustancias presentes en dicho equilibrio. Este efecto es una aplicación del principio de Le Chatelier.