pH y soluciones buffer
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.