Mapa mental: pH y soluciones buffer

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Mapa mental: pH y soluciones buffer · Formatom

pH y soluciones buffer

Contenido del mapa

pH y soluciones buffer — El pH mide la acidez; los buffers evitan que cambie.
- Qué es el pH — Número que indica cuán ácida o básica es una disolución.
  - Ionización del agua — El agua se separa poco en H⁺ y OH⁻: H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻.
    - Producto iónico Kw — A 25 °C, Kw = [H⁺][OH⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴.
  - Definición de pH — pH = −log[H⁺]; al despejar, [H⁺] = 10⁻ᵖᴴ.
    - pOH — pOH = −log[OH⁻] y pH + pOH = 14.
  - Escala de pH — Va de 0 a 14: 7 es neutro, menos de 7 ácido, más de 7 básico.
    - Escala logarítmica — Cada unidad cambia [H⁺] por un factor de 10; dos unidades, por 100.
- Importancia biológica — La vida solo funciona en rangos de pH muy estrechos.
  - Enzimas — Actúan solo en un rango de pH; fuera de él pierden su forma y función.
    - Desnaturalización — El cambio de pH altera las cargas y despliega la proteína.
  - pH de la sangre — Debe mantenerse entre 7,35 y 7,45.
    - Acidosis y alcalosis — pH bajo o alto fuera del rango; ambas situaciones son peligrosas.
- Solución buffer — Mezcla que resiste los cambios de pH al añadir ácido o base.
  - Pareja ácido-base — Un ácido débil HA y su base conjugada A⁻ presentes a la vez.
    - Almacén de H⁺ — Guarda H⁺ como HA cuando sobran y los devuelve cuando faltan.
  - Analogía del amortiguador — Como el amortiguador de un carro, absorbe el 'bache' de ácido o base.
  - Buffers biológicos — Sistemas que estabilizan el pH en el cuerpo.
    - Bicarbonato — H₂CO₃/HCO₃⁻, pKa = 6,1; actúa en la sangre.
    - Fosfato — H₂PO₄⁻/HPO₄²⁻, pKa = 7,2; actúa dentro de las células.
    - Proteínas — Hemoglobina y otras con grupos −COOH/−COO⁻ en sangre y células.
- Cómo funciona — Las dos especies de la pareja neutralizan lo que se añade.
  - Se añade ácido — La base conjugada atrapa el exceso de H⁺.
    - Reacción — A⁻ + H⁺ → HA.
  - Se añade base — El ácido débil neutraliza el exceso de OH⁻.
    - Reacción — HA + OH⁻ → A⁻ + H₂O.
  - Resultado — El H⁺ libre apenas cambia y el pH se mantiene casi igual.
- Henderson-Hasselbalch — Ecuación que calcula el pH de un buffer.
  - La ecuación — pH = pKa + log([A⁻]/[HA]), con pKa = −log Ka.
    - Sentido de pKa — Es el pH en el que el ácido está disociado al 50 %.
  - Consecuencias — El pH depende de la razón [A⁻]/[HA], no de la cantidad total.
    - pH = pKa — Ocurre cuando [A⁻] = [HA], porque log 1 = 0.
    - Rango útil — Amortigua bien entre pKa − 1 y pKa + 1 (razón de 1:10 a 10:1).
    - Elegir un buffer — Se busca un pKa lo más cercano posible al pH deseado.
  - Ejemplo: sangre — Con 24 mM de HCO₃⁻ y 1,2 mM de H₂CO₃ se obtiene pH = 7,40.
    - Añadir 0,1 mM de ácido — El pH solo baja de 7,40 a 7,36; sin buffer caería a 4.
- Capacidad y límites — Hasta dónde puede amortiguar un buffer.
  - Capacidad buffer — Crece con la concentración total [HA] + [A⁻].
  - Saturación — Si se agota el A⁻ o el HA, el pH cambia bruscamente.
  - Sistemas abiertos — Pulmones expulsan CO₂ y riñones regulan el bicarbonato para restablecer el pH.

El pH es la medida que indica cuán ácida o cuán básica es una disolución. Se define a partir de la concentración de iones hidrógeno: pH = −log[H⁺]. Como se trata de una escala logarítmica, cada unidad de pH representa un cambio de diez veces en la concentración de H⁺: bajar del pH 7 al 6 significa multiplicar por 10 la acidez. El agua pura se ioniza ligeramente (H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻) y a 25 °C el producto iónico Kw = [H⁺][OH⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴, lo que permite relacionar pH y pOH mediante la expresión pH + pOH = 14.

En biología el pH es decisivo porque las enzimas y las proteínas solo funcionan dentro de rangos muy estrechos de acidez. Un cambio de pH altera las cargas eléctricas de las proteínas, modifica su forma tridimensional y provoca desnaturalización, es decir, la pérdida de su función. La sangre humana, por ejemplo, debe mantenerse entre 7,35 y 7,45; valores menores producen acidosis y mayores alcalosis, ambas potencialmente mortales.

Las soluciones buffer (o amortiguadoras) son las que permiten mantener estable el pH. Están formadas por la pareja de un ácido débil HA y su base conjugada A⁻. Cuando se añade ácido, la base conjugada A⁻ atrapa los H⁺ sobrantes formando HA; cuando se añade base, el ácido débil HA neutraliza los OH⁻ formando A⁻ y agua. En ambos casos el H⁺ libre apenas cambia y el pH se mantiene casi constante, igual que el amortiguador de un carro absorbe los baches sin que se mueva la carrocería.

El comportamiento cuantitativo de un buffer se describe con la ecuación de Henderson-Hasselbalch: pH = pKa + log([A⁻]/[HA]). De ella se deduce que el pH depende de la razón entre base conjugada y ácido débil, no de la cantidad total; que cuando ambas concentraciones son iguales el pH = pKa; y que el buffer amortigua bien en el rango pKa ± 1. Por eso el sistema de fosfato (pKa = 7,2) regula el interior celular y el de bicarbonato (pKa = 6,1) regula la sangre, donde además los pulmones expulsan CO₂ y los riñones ajustan el bicarbonato.

La capacidad de un buffer —la cantidad de ácido o base que puede neutralizar sin que el pH varíe mucho— crece con la concentración total de la pareja HA + A⁻. Sin embargo, el buffer tiene límites: si se consume casi toda la base conjugada al añadir ácido, se satura y el pH cae bruscamente. Esto se comprueba con el ejemplo de la sangre, donde añadir 0,1 mmol/L de HCl solo baja el pH de 7,40 a 7,36, mientras que en agua pura esa misma adición haría caer el pH hasta 4, destruyendo las proteínas.