miniaturadeimagen|Figura 1. Tampón químico basado en dos especies de fosfato. La especie que actúa como base conjugada, HPO4^2-, es capaz de unir protones que puedan aparecer en la disolución por algún proceso, amortiguando así posibles cambios en el pH.|305x305px
Un tampón, disolución amortiguadora, disolución buffer o disolución reguladora es una mezcla en concentraciones relativamente elevadas de un ácido débil y su base conjugada, es decir, sales hidrolíticamente activas (también puede ser de bases débiles y su ácido conjugado). Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes. Este hecho es de vital importancia en diversos contextos en donde es necesario mantener el pH en un umbral estrecho, por ejemplo, con un leve cambio en la concentración de hidrogeniones en la célula se puede producir un paro en la actividad de las enzimas.
Se puede entender esta propiedad como consecuencia del efecto ion común y las diferentes constantes de acidez o basicidad: una pequeña cantidad de ácido o base desplaza levemente el equilibrio ácido-base débil, lo cual tiene una consecuencia menor sobre el pH.
Cada sistema tampón tiene su propio rango efectivo de pH, el cual dependerá de la constante de equilibrio del ácido o base empleado. Son importantes en el laboratorio y en la industria, y también en la química de la vida. Tampones típicos son los pares conjugados amonio/amoniaco, ácido acético/ acetato, carbonato ácido (bicarbonato)/carbonato, ácido cítrico/ citrato o alguno de los pares en la disociación del ácido fosfórico.
Mecanismo de actuación de las soluciones tampón Para poder entender con claridad el mecanismo de tamponamiento de las disoluciones reguladoras, consideremos una mezcla de ácido acético y su sal sódica en disolución acuosa. Debido al efecto disociante del agua, en la disolución resultante tendremos:
NaCH3COO -> Na+ + CH3COO-
CH3COOH <=> H+ + CH3COO-
Dado que el ácido acético es un ácido débil, este solo se disocia en parte, en la disolución final tendremos una mezcla de acetato y de ácido acético con un pH que vendrá determinado por la constante de disociación del ácido acético:
Cuando se añade una pequeña cantidad de ácido fuerte a esta mezcla, el equilibrio se rompe debido al aporte de iones H+ del ácido fuerte, por lo que, de acuerdo al principio de Le Châtelier, se produce un desplazamiento de dicho equilibrio hacia la izquierda, hasta que se vuelva a cumplir la expresión matemática de la constante de acidez. De manera similar ocurre si se agrega una base fuerte a la mezcla. En este caso, parte de los iones de hidrógeno son neutralizados, disminuyendo su concentración, lo que fuerza a que el equilibrio se desplace hacia la derecha. De esta forma, resulta que un electrólito débil, como en este caso el ácido acético, se disocia menos de lo esperado cuando a la disolución se añade un electrólito fuerte que aporte iones comunes, como H+, o que los neutralice.
Cálculo del pH de las disoluciones tampón El equilibrio de disociación del ácido acético puede generalizarse para cualquier ácido débil monoprótico, que para simplificar se puede denominar como HA.
HA <=> H+ + A-
con lo que la expresión matemática de su constante de equilibrio se podría escribir, también de forma generalizada, como:
Despejando [H+]:
La ecuación puede ser expresada en forma logarítmica
Cambiando de signo la expresión
Si tenemos en cuenta que en la notación química el logaritmo negativo de [H+] se denomina pH y que el logaritmo negativo de la constante de disociación de los ácidos débiles se denomina pKa, la expresión anterior puede escribirse como:
Esta expresión matemática se conoce como ecuación de Henderson-Hasselbalch y permite el cálculo del pH en soluciones reguladoras de forma rápida, aunque aproximada, ya que no es aplicable en todos los casos, solo en aquellos en que la constante de acidez es mayor de 1,0 × 10-14. Los ácidos extremadamente débiles, con constantes de acidez inferiores a 1,0 × 10-14 o en aquellos sistemas tamponados en que las concentraciones del ácido, de su base conjugada o de ambos son muy bajas, se producen desviaciones de esta ecuación, en algunos casos bastante importantes.
Un rápido vistazo a la ecuación de Henderson-Hasselbalch permite constatar algunas de las características de las disoluciones reguladoras. La primera de ellas, es que al depender el pH de la disolución de una relación de concentraciones, dicho pH no se ve, en principio, afectado por la dilución. Otra característica importante es que el pH resultante al preparar la disolución reguladora será igual al pKa del ácido, si la concentración de éste es igual a la de su base conjugada. La más importante de las características, la del efecto regulador o tamponador también se deduce de esta ecuación. Por tratarse de una relación logarítmica de concentraciones, tiene que variar mucho la relación entre el numerador y el denominador para que la variación del pH sea muy significativa. Así, partiendo del supuesto de una disolución reguladora formada por la mezcla de un mol de ácido acético con un mol de acetato sódico y un volumen final de un litro de disolución, el pH sería de 4,76, que es el pKa del ácido acético. Si sobre esta disolución se añadiera 0,1 moles de hidróxido sódico, que es una base fuerte, esta reaccionaría con el ácido acético, neutralizando la parte equivalente y formando igual cantidad de acetato sódico que se sumaría al ya existente en la disolución. Como consecuencia, en la nueva disolución se tendría 0,9 moles de ácido acético y 1,1 de acetato. Sustituyendo en la ecuación de Henderson-Hasselbalch y sin considerar la dilución, ya que como se ha comentado, no tiene gran efecto, el nuevo pH sería de 4.85, ligeramente superior al pH original (aprox. 0,1 unidad). Si en lugar de 0,1 mol de NaOH se hubiera añadido la nada despreciable cantidad de 0,5 moles, en este caso, el pH habría aumentado solo en aproximadamente 0,5 unidades a pesar de que con esta adición de base fuerte se neutraliza la mitad del ácido presente.
La ecuación de Henderson-Hasselbalch también puede ser utilizada para los cálculos de pH de las disoluciones amortiguadoras en las que están implicados sistemas ácido/base polipróticos. Simplemente hay que tener en cuenta que ahora están involucrados más de un equilibrio de disociación. Así, por ejemplo, en el caso del ácido carbónico, cuyo efecto regulador es de gran importancia en los seres vivos, se pueden dar dos posibles equilibrios de disociación:
H2CO3 <=> H+ + HCO3-
HCO3- <=> H+ + CO3^2-
Puesto que por cada equilibrio hay una constante de acidez (o pKa), para el cálculo del pH es necesario considerar cada par conjugado por separado, pues hay dos sistemas conjugados; H2CO3/HCO3- y HCO3-/CO32- y por consiguiente, dos zonas de tamponamiento, una en el entorno de pH = pKa1 y la otra para pH = pKa2 . Para cada una de estas zonas de tamponamiento sería de aplicación la ecuación de Henderson-Hasselbalch siempre y cuando la diferencia entre los dos pKa sea superior a dos unidades, ya que en estos casos se considera que el otro equilibrio tiene un efecto despreciable sobre el considerado para el cálculo. En los casos en que esta situación no se da, como por ejemplo en las disoluciones de ácido glutárico, cuyos pKa son 4,3 y 5,4, respectivamente, el cálculo preciso del pH es algo más complejo, pues es necesario considerar los dos equilibrios de disociación de forma simultánea. Esta consideración es extensible a cualquier sistema poliprótico, como sería el caso del ácido fosfórico (H3PO4 ), con tres pKa: pKa1 = 2,15, pKa2 = 7,20 y pKa3 = 12,15.
Capacidad tamponadora o de amortiguación La capacidad tamponadora (también capacidad amortiguadora o capacidad reguladora) de las disoluciones tampón, se define como la relación diferencial entre la cantidad de ácido o base fuerte añadida a la disolución y la variación del pH producida, es decir la diferencia entre el pH inicial y el resultante tras la adición. Se suele expresar por la letra griega β, que siempre ha de tener un valor positivo.En sí misma, es una medida cuantitativa de la resistencia de una solución tampón al cambio de pH tras la adición de un ácido o una base fuerte:
si lo que se añade es una base fuerte, y
si lo que se añade es un ácido fuerte. El signo negativo tiene en cuenta que en este caso el pH disminuye (variación negativa). La capacidad de tamponamiento, β, depende de la concentraciones del ácido y su base conjugada y de la suma conjunta de ambos y además, para el cálculo es necesario tener en cuenta el equilibrio de autoprotólisis del agua:
H2O <=> H+ + OH- alt=Capacidad reguladora de la disolución tampón|miniaturadeimagen|242x242px|Capacidad reguladora de una disolución tampón en relación con la concentración total del ácido y su base conjugada La siguiente ecuación permite calcular la capacidad de tamponamiento de una disolución reguladora formada por un ácido débil de constante de acidez Ka y por su base conjugada, en función de las concentraciones de ambos:
donde CA representa la suma de concentraciones del ácido y su base conjugada implicada en el sistema de tamponamiento. Esta expresión matemática puede representarse gráficamente como una función del pH, con lo que se obtiene un gráfico β=f(pH) del cual se pueden extraer algunas conclusiones:
Para un sistema HA/A- la capacidad amortiguadora es máxima cuando pH = pKa El valor de β es adecuado en el intervalo de pH = pKa ± 1. A variaciones de pH mayores la eficacia del tampón se reduce en más del 66% y a partir de pH = pKa ± 2 la capacidad amortiguadora es insignificante. A pH muy ácido o muy básico, β toma valores muy elevados, pues la presencia de ácidos o bases fuertes a altas concentraciones, también producen efectos amortiguadores. La capacidad reguladora del tampón depende de la concentración de los componentes.
alt=Buffer diprótico|miniaturadeimagen|250x250px|Variación capacidad amortiguadora para un sistema diprótico En el caso de sistemas polipróticos, si las constantes de acidez son muy diferentes (diferencia entre dos pKa consecutivos superior a dos unidades), se aprecian tantas zonas de tamponamiento como pKa tenga el ácido, además de las zonas laterales de regulación por ácido fuerte o base fuerte. Cuando las diferencias entre los pKa es menor de 2 o cuando el ácido es moderadamente débil (pKa < 2) o muy débiles (pka >12) es preciso tener en cuenta la contribución de los diferentes equilibrios y la presencia del ácido fuerte o la base fuerte.
Sistemas tampón fisiológicos En la naturaleza, existen muchos sistemas que utilizan estos tampones para regular el pH. Por ejemplo, el sistema tampón bicarbonato se utiliza para regular el pH de la sangre, mientras que dentro de la célula el principal sistema regulador del pH es el tampón fosfato.
Niveles de pH en el cuerpo humano Muchas biomoléculas actúan a un determinado valor de pH y sólo toleran fluctuaciones mínimas en él. Dado el bajo grado de ionización del agua (H2O), cuando añadimos en ésta una pequeña cantidad de ácido o de base, el pH varía en un amplio rango, llegando a niveles de pH en los cuales las biomoléculas no podrían cumplir sus funciones. Por esta razón los líquidos fisiológicos contienen tampones que, a diferencia del agua, mantienen el pH constante.
Los tampones mantienen la cantidad de ácidos y de bases en equilibrio en un determinado pH en el cual la actividad biológica de las proteínas, hormonas, enzimas, bombas de iones... sea óptima. En humanos, los valores compatibles con el mantenimiento de funciones vitales son de pH entre 6,8 y 7,8; siendo el intervalo de 7,35 a 7,45 el de normalidad.
En concreto, se puede decir que cada líquido fisiológico tiene un nivel característico normal de pH: Sangre arterial: pH = 7,4 Sangre venosa: pH = 7,35 Líquido intersticial: pH = 7,35 Líquido intracelular: pH ∈ [6 , 7,4]