Después de un partido de fútbol en la cancha de tu instituto, tus músculos producen ácido láctico, y aun así el pH de tu sangre se mantiene entre $7.35$ y $7.45$ con una precisión asombrosa; el metabolismo de las células produce ácido todo el tiempo. Si el pH se corriera apenas unas décimas, las proteínas dejarían de funcionar. Ese control tan fino lo logra un sistema químico sencillo: una solución reguladora, también llamada buffer. En esta página vas a ver cómo funciona y cómo calcular su pH.
Qué es una solución reguladora y cómo funciona
Si le agregas $1\,\text{mL}$ de $\mathrm{HCl}$ $0.1\,\text{M}$ a $100\,\text{mL}$ de agua pura, el pH se desploma de $7$ a $3$. Si ese mismo mililitro lo agregas a una mezcla de ácido acético y acetato de sodio, el pH casi no se mueve (de $4.75$ a $4.74$). ¿Por qué ciertas soluciones amortiguan cambios tan grandes de acidez?
Las reacciones que ocurren son las de una neutralización común: $\mathrm{A^-} + \mathrm{H_3O^+} \to \mathrm{HA} + \mathrm{H_2O}$ cuando se agrega ácido, y $\mathrm{HA} + \mathrm{OH^-} \to \mathrm{A^-} + \mathrm{H_2O}$ cuando se agrega base. En ambos casos se consume un componente y se produce el otro, así que la relación entre ambos cambia poco.
Practica★☆☆Sin empezar
Una solución amortiguadora o tampón se compone de un ácido o base débil y su especie conjugada en concentraciones similares. A $25\,\mathrm{^\circ C}$, se preparan tres…
Una solución amortiguadora o tampón se compone de un ácido o base débil y su especie conjugada en concentraciones similares. A $25\,\mathrm{^\circ C}$, se preparan tres soluciones acuosas mezclando volúmenes iguales de las siguientes parejas de solutos, cada uno a concentración inicial $0.10\,\mathrm{mol\times L^{-1}}$:
1) $\mathrm{CH_3COOH}$ y $\mathrm{CH_3COONa}$
2) $\mathrm{HCl}$ y $\mathrm{NaCl}$
3) $\mathrm{NH_3}$ y $\mathrm{NH_4Cl}$
a) Justifica razonadamente cuáles de estas tres mezclas constituyen una solución reguladora.
b) Explica qué componente de cada mezcla reguladora neutraliza una pequeña cantidad de ácido fuerte y cuál neutraliza una pequeña cantidad de base fuerte.
¿Por qué se puede usar? Porque suponemos dos cosas: (1) el ácido débil casi no se disocia, porque la base conjugada presente (efecto de ion común) desplaza el equilibrio hacia el ácido; (2) la base conjugada casi no reacciona con el agua. Entonces las concentraciones en el equilibrio son prácticamente las concentraciones con las que preparaste la solución.
Capacidad reguladora y sus límites
Si le vas agregando poco a poco $\mathrm{NaOH}$ a un buffer acético/acetato, el pH sube de manera casi imperceptible durante muchos mililitros. Pero llega un momento en que una sola gota más lo dispara por encima de $10$. ¿Qué límite hace que la regulación colapse de golpe?
Reguladoras en la naturaleza y en el laboratorio
Otros ejemplos de reguladoras:
Sangre y células: además del bicarbonato, actúa el par $\mathrm{H_2PO_4^-}/\mathrm{HPO_4^{2-}}$.
Océanos: el sistema $\mathrm{CO_2}/\mathrm{HCO_3^-}/\mathrm{CO_3^{2-}}$ mantiene el pH del agua de mar cerca de $8$.
Estómago y antiácidos: el jugo gástrico es muy ácido; un antiácido (como el bicarbonato o la leche de magnesia) neutraliza parte del exceso con bases débiles, sin volver el medio básico.
Suelo: los carbonatos y la materia orgánica amortiguan la acidez, algo que importa mucho para cultivos como el café y el maíz en Guatemala.
Teñido textil: muchos colorantes solo fijan en un rango de pH estrecho, y se usan buffers para sostenerlo.
Preparar un buffer en el laboratorio
Volviendo al principio: la sangre mantiene su pH porque los pulmones y los riñones ajustan los dos componentes de un buffer cuyo cociente base/ácido está muy cerca de $20$, y esa reserva neutraliza el ácido que el cuerpo produce.
Resumen
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