Por Robert Schrader Actualizado el 24 de marzo de 2022
En química, un "tampón" es una solución que se agrega a otra solución para equilibrar su pH, su acidez relativa o su alcalinidad. Se elabora un tampón utilizando un ácido o base "débil" y su base o ácido "conjugado", respectivamente. Para determinar el pH de un tampón (o extrapolar a partir de su pH la concentración de cualquiera de sus componentes) puede realizar una serie de cálculos basados en la ecuación de Henderson-Hasselbalch, que también se conoce como "ecuación del tampón".
Utilice la ecuación del tampón para determinar el pH de una solución tampón ácida, dadas ciertas concentraciones ácido-base. La ecuación de Henderson-Hasselbalch es la siguiente:pH =pKa + log ([A-]/[HA]), donde "pKa" es la constante de disociación, un número único para cada ácido, "[A-]" representa la concentración de base conjugada en moles por litro (M) y "[HA]" representa la concentración del ácido en sí. Por ejemplo, considere un tampón que combina ácido carbónico 2,3 M (H2CO3) con ion carbonato de hidrógeno (HCO3-) 0,78 M. Consulte una tabla de pKa para ver que el ácido carbónico tiene un pKa de 6,37. Al introducir estos valores en la ecuación, se ve que pH =6,37 + log (0,78/2,3) =6,37 + log (0,339) =6,37 + (-0,470) =5,9.
Calcule el pH de una solución tampón alcalina (o básica). Puedes reescribir la ecuación de Henderson-Hasselbalch para bases:pOH =pKb + log ([B+]/[BOH]), donde "pKb" es la constante de disociación de la base, "[B+]" representa la concentración del ácido conjugado de una base y "[BOH]" es la concentración de la base. Considere un tampón que combina amoníaco (NH3) 4,0 M con ion amonio 1,3 M (NH4+). Consulte una tabla de pKb para localizar el pKb del amoníaco, 4,75. Utilizando la ecuación del buffer, determine que pOH =4,75 + log (1,3/4,0) =4,75 + log (0,325) =4,75 + (-0,488) =4,6. Recuerde que pOH =14 – pH, entonces pH =14 -pOH =14 – 4,6 =9,4.
Determine la concentración de un ácido débil (o su base conjugada), dado su pH, pKa y la concentración del ácido débil (o su base conjugada). Teniendo en cuenta que puedes reescribir un "cociente" de logaritmos, es decir, log (x/y):como log x – log y, reescribe la ecuación de Henderson Hasselbalch como pH =pKa + log [A-] – log [HA]. Si tiene un tampón de ácido carbónico con un pH de 6,2 que sabe que está elaborado con carbonato de hidrógeno 1,37 M, calcule su [HA] de la siguiente manera:6,2 =6,37 + log(1,37) – log[HA] =6,37 + 0,137 – log[HA]. En otras palabras, log[HA] =6,37 – 6,2 + 0,137 =0,307. Calcule [HA] tomando el "logaritmo inverso" (10^x en su calculadora) de .307. La concentración de ácido carbónico es, por tanto, de 2,03 M.
Calcula la concentración de una base débil (o su ácido conjugado), dado su pH, pKb y la concentración del ácido débil (o su base conjugada). Determine la concentración de amoníaco en un tampón de amoníaco con un pH de 10,1 y una concentración de iones de amonio de 0,98 M, teniendo en cuenta que la ecuación de Henderson Hasselbalch también funciona para bases, siempre que utilice pOH en lugar de pH. Convierta su pH a pOH de la siguiente manera:pOH =14 – pH =14 – 10,1 =3,9. Luego, introduzca sus valores en la ecuación del tampón alcalino "pOH =pKb + log[B+] – log [BOH]" de la siguiente manera:3,9 =4,75 + log[.98] – log[BOH] =4,75 + (-0,009) – log[BOH]. Dado que log[BOH] =4,75 – 3,9 – 0,009 =0,841, la concentración de amoníaco es el log inverso (10^x) o 0,841, o 6,93 M.
Es posible que vea dos valores de ácido carbónico cuando consulte su tabla de pKa. Esto se debe a que el H2CO3 tiene dos hidrógenos –y por tanto dos "protones"– y puede disociarse dos veces, según las ecuaciones H2CO3 + H2O –> HCO3 – + H3O + y HCO3 – + H2O –> CO3 (2-) + H3O. A efectos del cálculo, sólo es necesario considerar el primer valor.
