modulo de autoinstrucción soluciones amortiguadoras - PAD

UNIVERSIDAD MAYOR
FACULTAD DE CIENCIAS SILVOAGROPECUARIAS
ESCUELA DE MEDICINA VETERINARIA
QUÍMICA I
MODULO DE
AUTOINSTRUCCIÓN
SOLUCIONES
AMORTIGUADORAS
AUTORES
ROBERTO BRAVO M.
LEONORA MENDOZA E.
XIMENA ARIAS I.
ESTE MATERIAL EDUCATIVO CUENTA CON EL FINANCIAMIENTO OTORGADO POR EL
FONDO DE INVESTIGACIÓN Y DESARROLLO DE LA UNIVERSIDAD MAYOR 1997
SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

Introducción.
1
Las enzimas que catalizan la mayoría de los procesos Bioquímicos son generalmente
activas sólo dentro de un rango pequeño de pH. Es esencial pues, que los organismos vivos
tengan algún sistema para controlar el pH de las mezclas acuosas en las cuales actúan las
enzimas. Estos “controles de pH” deberán evitar fluctuaciones grandes de la acidez del medio
ambiente cuando se presentan especies químicas conocidas como ácidos y bases.
Por ejemplo, la sangre se mantiene a un pH aproximado de 7,4; rara vez este valor varía
en más de 0,1 unidades de pH, una variación de ±0,4 unidades o más podría causar la muerte.
La composición de los sistemas de control de pH a nivel celular, son generalmente
complejos, pero los principios básicos de su funcionamiento son relativamente simples.
Las soluciones que resisten cambios de pH son llamadas soluciones amortiguadoras,
tampones o simplemente buffer.
En este modulo revisaremos los principios básicos del funcionamiento, composición y
propiedades de una solución amortiguadora. Para comprender fácilmente esta materia debes
dominar los conceptos del equilibrio-iónico (teorías ácido-base) y el principio de Le Chatelier.
I.- Efecto del ion común.
• Un ácido débil, HX, disocia en agua según la ecuación:
HX H + + X -
• Por otro lado, una sal (electrolito fuerte) derivada de este ácido, por ejemplo NaX, disocia en
agua según la ecuación:
NaX Na + + X -
• Si ahora colocamos el ácido y su sal derivada en el mismo recipiente, ambos compuestos
disocian simultáneamente en solución acuosa.
• Recordemos que:
HX H + + X -
Fíjate que las dos disociaciones producen
el ion X -
NaX Na + + X - “Un Ion Común”
Ácido débil: disocia o ioniza parcialmente en solución.
Electrolito fuerte: disocia o ioniza completamente en solución.
• Por lo tanto, de acuerdo al principio de Le Chatelier:
Al agregar iones X - provenientes de la sal (NaX) a una solución de ácido débil (HX) el
equilibrio se desplazará hacia el reactivo, es decir hacia el ácido no disociado
HX H + + X -

2
“Se desplaza el equilibrio hacia la izquierda, disminuye la concentración de protones
[H + ], es decir, el ácido disocia muy poco”
El ion común X - provoca el desplazamiento de esta reacción en equilibrio
El desplazamiento de los equilibrios causados por la adición de un
compuesto que contiene un ion común con la sustancia en equilibrio se
llama Efecto del ion común.
II.- Cambios del pH y pOH de una solución por efecto del ion común.
El ion común determina cambios de pH y pOH de una
solución formada por un ácido o base con su sal derivada.
Si se tiene sólo ácido en solución, la [H + ] de
la solución estará determinada por la
concentración inicial del ácido y por el valor
de su Ka a una determinada temperatura.
Sin embargo si agregamos la sal con el ion
común se “inhibirá” la disociación del ácido,
desplazando el equilibrio hacia la izquierda
HX H + + X -
lo que disminuye la [H + ] en solución
Así, la solución que contenga ácido y su sal será menos ácida
(tendrá un pH mayor) que la solución que sólo contiene
ácido.
¿Cómo determinaremos su pH?
Para determinar el pH de esta solución formada por el ácido débil y la sal derivada, debe
considerarse lo siguiente:
• Solución de ácido débil:
HX (ac) H + (ac) + X - (ac)
• su constante de equilibrio esta expresada como:
[H + ] [X - ] Ka [HX]

Ka = ⇒ reordenado para despejar [H + ] ⇒ [H + ] =
[HX] [X - ]
Ka [HX]
• si a la última ecuación [H + ] = le aplicamos menos logaritmo a ambos lados:
[X - ]
[HX]
-log [H + ] = -log Ka -log o bien
[X - ]
-log [H + ] = -log Ka + log
[X - ]
[HX]
• ahora bien pH = -log [H + ] y pKa = -log Ka, por lo tanto:
pH = pKa + log
[X - ]
[HX]
Esta ecuación se conoce como ecuación de
Henderson-Hasselbalch, que se deduce de la
expresión de la constante de equilibrio.
Nos permite calcular el pH de una solución formada
por un ácido débil y su sal derivada, sin importar el
origen del anión (X - ), es decir, sólo del ácido o si
proviene del ácido y la sal.
• Esta ecuación tiene varias representaciones
1) pH = pKa + log
3
[base conjugada]
[ácido]
Debido a que el anión (X - ) es la base conjugada del ácido débil (HX), según la teoría de
Bronsted-Lowry.
2) pH = pKa + log
[Sal]
[ácido]
Esto se debe a que la concentración de X - depende principalmente de la concentración de
sal que disocia, si esta concentración es muy grande.
Ejemplo: Supongamos que tenemos una solución que contiene un ácido débil (HX) de
concentración 0,2M, cuya constante de acidez es Ka = 1,75 · 10 -5 , y una sal (NaX) de
concentración 0,4M.

- En solución tendremos:
HX H + + X -
NaX Na + + X -
HX H + + X - y NaX Na + + X -
inicial 0,2 0 0 inicial 0,4 0 0
disociado 0,2 - x x x disociado 0 0,4 0,4
- Por lo tanto en solución
[HX] = 0,2 - x
[H + ] = x
[X - ]total = [X - ]ácido + [X - ]sal = x + 0,4
[Na + ] = 0,4
4
Como ya hemos visto por el principio de Le Chatelier (efecto del ion común) el equilibrio
en la disociación del ácido esta desplazado hacia la izquierda
HX H + + X -
NaX Na + + X -
Desplaza el equilibrio hacia la izquierda
- Luego el valor x, en la disociación del ácido debe ser muy pequeño (es un ácido débil), es
decir despreciable entonces
[HX] = 0,2 - x = 0,2
[H + ] = x
[X - ]total = x + 0,4
[Na + ] = 0,4
- Si reemplazamos estos valores en la ecuación de Henderson-Hasselbalch tendremos
pH = pKa + log
pH = pKa + log
[X - ]
[HX]
[0,4]
[0,2]
- Luego el pH de esta solución será:
si Ka = 1,75 · 10 -5
pKa = -log Ka
pKa = - (log 1,75 · 10 -5 )
Corresponde a la concentración inicial de sal
Corresponde a la concentración inicial del ácido

entonces,
pKa = -(- 4,757) ⇒ pKa = 4,757
pH = pKa + log
pH = 4,757 + log
pH = 4,757 + log 2
pH = 4,757 + 0,301
pH = 5,058
Veamos otro ejemplo.
[0,4]
[0,2]
[0,4]
[0,2]
A) Calculemos el pH de una solución 0,5M de ácido acético (CH3COOH) Ka = 1,8 · 10 -5 .
Como es un ácido débil y su concentración es alta, podemos aplicar:
[H + ] = √ Ka Co
[H + ] = √ (1,8 · 10 -5 ) (0,5)
[H + ] = 3,0 · 10 -3
si pH = -log [H + ], entonces
pH = -(log 3,0 · 10 -3 )
pH = -(-2,522)
pH = 2,522
5
B) Calcularemos ahora el pH de una solución formada por ácido acético 0,5M y acetato de sodio
0,5M (CH3COONa).
Tenemos “efecto de ion común” por lo tanto:
pH = pKa + log
si Ka = 1,8 · 10 -5
pKa = -(log Ka)
pKa = 4,74
luego, pH = 4,74 + log
pH = 4,74 + log 1
[Sal]
[ácido]
[0,5]
[0,5]

pH = 4,74
De este ejemplo concluimos dos cosas importantes
6
1.- El efecto de ion común provoca una disminución de la acidez de la solución (un aumento de
pH) ya que la solución de ácido tiene un pH = 2,522 y la solución de ácido más su sal derivada
tiene un pH = 4,74, lo que permite reafirmar que la presencia del ion común “inhibe”
marcadamente la ionización de ácido.
2.- Si la concentración inicial del ácido y de la sal son iguales, [Ácido] = [Sal], el pH de la
solución esta dado por la constante de acidez del ácido, Ka.
pH = pKa
III.- Relación Sal-Ácido
La relación sal-ácido, corresponde al cuociente entre la concentración de sal y ácido
presente en solución, así:
Relación sal-ácido ⇒
[Sal]
[Ácido]
tenemos tres
posibilidades
[Sal]
1) Si la [Sal] / [Ácido] = 1 ⇒ [Sal] = [Ácido]
[Ácido]
[Sal]
[Ácido]
[Sal]
[Ácido]
= 1, por lo tanto [Sal] = [Ácido]
> 1, por lo tanto [Sal] > [Ácido]
< 1, por lo tanto [Sal] < [Ácido]
Como ya vimos el pH de la solución sólo dependerá de la Ka del ácido de tal forma que pH =
pKa
2 ) Si la [Sal] / [Ácido] > 1 ⇒ [Sal] > [Ácido]
Ejemplo:
[Sal] = 0,2

[Ácido] = 0,1 [Sal] 0,2
Relación = = 2
[Ácido] 0,1
pH = pKa + log (0,2 / 0,1)
pH = pKa + log 2
pH = pKa + 0,301
3 ) Si la [Sal] / [Ácido] < 1 ⇒ [Sal] < [Ácido]
Ejemplo:
[Sal] = 0,1
[Ácido] = 0,2 [Sal] 0,1
Relación = = 0,5
[Ácido] 0,2
pH = pKa + log (0,1 / 0,2)
pH = pKa + log 0,5
pH = pKa - 0,301
EN RESUMEN
7
Mayor a 1, el logaritmo de un
número mayor a uno es
positivo. Luego el
pH > pKa
Menor a 1, el logaritmo de un
número menor a uno es
negativo. Luego el
pH < pKa
Si pH Relación [Sal] / [Ácido] Acidez
[Sal] = [Ácido] pH = pKa 1 -
[Sal] > [Ácido] pH > pKa mayor a 1 disminuye
[Sal] < [Ácido] pH < pKa menor a 1 aumenta
IV.- Efecto del ion común; soluciones de bases débiles y su sal derivada.
Los mismos conceptos que conocimos en las soluciones de ácidos débiles y su sal
derivada, se pueden aplicar para la disociación de soluciones preparadas mezclando bases débiles
y sus sales derivadas, luego la ecuación de Handerson-Hasselbalch se expresaría como:
pOH = pKb + log
[Sal]
[Base]
Luego una solución formada por una base con su sal derivada es menos básica (más
ácida) que una solución que contenga solamente base.
El ion común “inhibe” en este caso la
disociación de la base en solución

Ejemplo.
8
A) Calculemos el pOH de una solución 0,1M de hidróxido de amonio (NH4OH) Kb = 1,75 · 10 -5 .
Como es un base débil y su concentración es alta, podemos aplicar:
[OH - ] = √ Kb Co
[OH - ] = √ (1,75 · 10 -5 ) (0,1)
[OH - ] = 1,323 · 10 -3
si pOH = -log [OH - ], entonces
pOH = -(log 1,323 · 10 -3 )
pOH = -(-2,88)
pOH = 2,88
B) Calcularemos ahora el pOH de una solución formada por hidróxido de amonio 0,1M y cloruro
de amonio 0,1M (NH4Cl).
Tenemos “efecto de ion común” por lo tanto:
pOH = pKb + log
si Kb = 1,75 · 10 -5
pKb = -(log Kb)
pKb = 4,76
luego, pOH = 4,76 + log
pOH = 4,76 + log 1
pOH = 4,76
[Sal]
[Base]
[0,1]
[0,1]
Como vemos en el ejemplo, el pOH de la solución de base es 2,88, al agregar una sal derivada de
la base, se observa el efecto del ion común, dando como resultado una solución de pOH = 4,76,
entonces como el pOH aumenta (disminuye el pH) la solución se hace más ácida (o menos
básica) lo que indica el ion común “inhibe” la disociación de la base, esto implica una menor
concentración de hidroxilos en el equilibrio.
V.- Relación Sal-Base
Al igual que la relación sal-ácido, la relación sal-base corresponde al cuociente entre la
concentración de sal y base presente en solución, así:
Relación sal-base ⇒
[Sal]

[base]
9
tenemos tres
posibilidades
[Sal]
1) Si la [Sal] / [Base] = 1 ⇒ [Sal] = [Base]
[Base]
[Sal]
[Base]
[Sal]
[Base]
= 1, por lo tanto [Sal] = [Base]
> 1, por lo tanto [Sal] > [Base]
< 1, por lo tanto [Sal] < [Base]
El pOH de la solución sólo depende de la Kb de la base de tal forma que pOH = pKb
2 ) Si la [Sal] / [Base] > 1 ⇒ [Sal] > [Base]
Ejemplo:
[Sal] = 0,3
[Base] = 0,1 [Sal] 0,3
Relación = = 3
[Base] 0,1
pOH = pKb + log (0,3 / 0,1)
pOH = pKb + log 3
pOH = pKb + 0,48
3 ) Si la [Sal] / [Base] < 1 ⇒ [Sal] < [Base]
Ejemplo:
[Sal] = 0,1
[Base] = 0,3 [Sal] 0,1
Relación = = 0,33
[Base] 0,3
pOH = pKb + log (0,1 / 0,3)
pOH = pKb + log 0,33
pOH = pKb - 0,48
EN RESUMEN
Mayor a 1, el logaritmo de un
número mayor a uno es
positivo. Luego el
pOH > pKb
Menor a 1, el logaritmo de un
número menor a uno es
negativo. Luego el
pOH < pKb
Si pOH Relación [Sal] / [Base] Basicidad
[Sal] = [Base] pOH = pKb 1 -
[Sal] > [Base] pOH > pKb mayor a 1 disminuye
[Sal] < [Base] pOH < pKb menor a 1 aumenta

VI.- Componentes de las soluciones amortiguadoras o Buffers.
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Se pueden preparar dos tipos de amortiguadores a saber:
a) Amortiguadores ácidos: constituidos por un ácido débil y su base conjugada (sal
derivada)
b) Amortiguadores básicos: constituidos por una base débil y su ácido conjugado (sal
derivada)
Especie ácida
que neutraliza a los iones hidroxilos (OH - )
Los amortiguadores o buffers resisten cambios en
el pH debido a que contienen una:
POR SUPUESTO ES NECESARIO QUE LA
ESPECIE ÁCIDA Y LA BÁSICA NO
REACCIONEN ENTRE SI
⇓
No deben neutralizarse entre si
⇓
Especie básica
que neutraliza los protones (H + )
Por ello las soluciones amortiguadoras se preparan mezclando
a) Ácido débil + sal derivada del ácido
B) Base débil + sal derivada de la base
VII.- Funcionamiento de las soluciones amortiguadoras.
Seleccionando los componentes adecuados y ajustando otras variables, como veremos
más adelante, podemos amortiguar una solución prácticamente a cualquier valor de pH.
Recordemos la ecuación de Handerson-Hasselbalch
pH = pKa + log
[Sal]
[Ácido]
De esta expresión podemos dar cuenta que el pH de una solución amortiguadora depende
de dos factores:
Factor 1: pKa
Factor 2: relación [Sal] / [Ácido]

Factor 1: pKa es sólo - logaritmo de Ka
luego si Ka tiene un valor alto pKa tendrá un pequeño valor
11
Ka = pKa a mayor Ka ⇒ menor pKa ⇒ menor pH
Ka ⇒ pKa ⇒ pH ⇒ mayor acidez
“Luego si uno quiere preparar una solución amortiguadora que regule el pH en el rango
más ácido posible debe seleccionar un ácido con Ka de gran valor”.
Factor 2: de la relación [Sal] / [Ácido] tenemos 3 posibilidades
si [Sal] = [Ácido]
⇓
El pH dependerá de la Ka
(pKa) del ácido
si [Sal] > [Ácido]
⇓
La [H + ] será pequeñisima
⇓
[H + ] < Ka
por lo tanto, pH mayor
⇓
menos ácido
si [Sal] < [Ácido]
⇓
La [H + ] será muy grande
⇓
[H + ] > Ka
por lo tanto, pH pequeño
⇓
más ácido
“Luego si sabemos combinar el factor 1 con el factor 2 en forma elegante y efectiva,
podremos preparar cualquier solución amortiguadora imaginable”.
¿Cómo funciona la tan nombrada solución amortiguadora, para mantener la acidez o basicidad de
una solución relativamente constante?
Recordemos que la solución amortiguadora esta formada por un ácido débil y su sal
derivada:
Ácido débil HX H + + X -
Sal derivada MX M + + X -
Si agregamos iones hidroxilos (OH - ) a la
solución amortiguadora
⇓
La disociación de la sal afecta a la del
ácido, desplazando el equilibrio hacia la
izquierda “Efecto ion común”
⇓

Reacciona con el componente ácido del
amortiguador (HX)
HX + OH - H2O + X -
⇓
Esto provoca que la [HX] disminuya y que
[X - ] aumente
⇓
Mientras que las cantidades de HX y X - en la
solución amortiguadora sean mayores que la
cantidad de OH - agregado, No cambia
bruscamente la relación [Sal] / [Ácido], por
lo tanto el cambio en el pH será pequeño.
Si agregamos protones (H + ) a la solución
amortiguadora
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VIII.- Preparación de una solución amortiguadora.
⇓
Reacciona con el componente básico del
amortiguador (X - )
X - + H + HX
⇓
Esto provoca que la [HX] aumente y que [X -
] disminuya
⇓
Mientras que las cantidades de HX y X - en la
solución amortiguadora sean mayores que la
cantidad de H + agregado, No cambia
bruscamente la relación [Sal] / [Ácido], por
lo tanto el cambio en el pH será pequeño.
Las soluciones amortiguadoras son muy efectivas para regular la acidez de un medio
ambiente determinado, entonces debemos conocer a lo menos dos características de la solución
tampón que vamos a preparar.
A) El pH requerido
Ya hemos visto que si las concentraciones del ácido (o base) y sal son iguales, la
concentración de protones (o iones hidroxilos) es igual al Ka (o Kb) ⇒ pH = pKa (o pOH =
pKb).
Por esta razón para preparar una solución amortiguadora de un pH o pOH determinado
debe seleccionarse un ácido o una base cuyo pKa o pKb sea cercano al pH o pOH de la solución
tampón que se requiere preparar (ver tabla Nº1 y Nº2)
Por otro lado el sistema sal-ácido (o sal-base) funciona perfectamente como amortiguador
en las cercanías del pKa (del ácido) o pKb (de la base). Luego se considera que el tampón es
eficiente para regular:
Una unidad sobre y una unidad bajo el pKa o pKb (pKa ± 1 unidad de pH)
(pKb ± 1 unidad de pOH)
Tabla Nº 1
Ácido Formula Ka pKa Rango de regulación
pKa ± 1
Ac. cloroacético ClCH2COOH 1,36 · 10 -3 2,87 1,87 - 3,87
Ac. nitroso HNO2 5,10 · 10 -4 3,29 2,29 - 4,29
Ac. fórmico HCOOH 1,77 · 10 -4 3,75 2,75 - 4,75
Ac. hipoclorito HClO 2,95 · 10 -8 7,53 6,53 - 8,53
Ac. cianhídrico HCN 4,80 · 10 -10 9,32 8,32 - 10,32

Ac. acético CH3CH2COOH 1,75 · 10 -5 4,76 3,76 - 5,76
Ac. carbónico H2CO3
(HCO3) -
Ac. fosfórico H3PO4
(H2PO4) -
(HPO4) -2
13
4,20 · 10 -7
4,80 · 10 -11
7,52 · 10 -3
6,23 · 10 -8
2,20 · 10 -13
6,38
10,31
2,12
7,20
12,66
5,38 - 7,38
9,31 - 11,31
1,12 - 3,12
6,20 - 8,20
11,66 - 13,66
Tabla Nº 2
Bases Formula Kb pKb Rango de regulación
pKb ± 1
dietilamina (CH3CH2)2NH 9,60 · 10 -4 3,02 2,02 - 4,02
metilamina CH3NH2 3,70 · 10 -4 3,43 2,43 - 4,43
amoniaco NH3 1,80 · 10 -5 4,74 3,74 - 5,74
hidracina NH2NH2 1,70 · 10 -6 5,77 4,77 - 6,77
hidroxilamina NH2OH 1,10 · 10 -8 7,97 6,97 - 8,97
piridina C5H5N 1,70 · 10 -9 8,77 7,77 - 9,77
anilina C6H5NH2 3,80 · 10 -10 9,42 8,42 - 10,42
Por ejemplo si uno desea preparar una solución amortiguadora que mantenga el pH
relativamente constante en las cercanías del pH = 5, escogeremos un ácido de pKa ≈ 5 o que su
rango de regulación considere dicho pH, así por ejemplo de la tabla Nº1 podríamos seleccionar el
ácido acético (pKa = 4,76).
Si quisiéramos preparar un buffer pH = 7, podríamos seleccionar de la tabla Nº1 el ácido
hipocloroso (pKa = 7,53), ácido carbónico (pKa = 6,38), el anión fosfato (H2PO4) - (pKa = 7,20).
B) La concentración del tampón.
La concentración del tampón es muy importante ya que esta característica de la solución
determina su Capacidad Amortiguadora.
Capacidad amortiguadora: es la cantidad de ácido (H + ) o de base (OH - ) que una solución
tampón puede neutralizar antes de que el pH del medio ambiente
que esta siendo regulado cambie apreciablemente.
Esta capacidad depende de la cantidad de ácido y de sal que componen la solución
amortiguadora. A modo de ejemplo, analizaremos la pr4eparación del tampón acetato (ácido
acético- acetato de sodio) de pH = 5
Primero: el pKa del ácido acético es 4,76 (tabla Nº1) por medio de la ecuación de Handerson-
Hasselbalch podremos calcular la relación de concentraciones Sal-Ácido
pH = pKa + log
[Sal]
[Ácido]
[Sal]

5 = 4,76 + log
5 - 4,76 = log
[Ácido]
[Sal]
[Ácido]
[Sal]
0,24 = log Aplicamos antilogaritmo
[Ácido]
antilog 0,24 =
1,74 =
[Sal]
[Ácido]
[Sal]
[Ácido]
14
Es decir, para obtener un tampón de pH = 5 con ácido acético y su sal, la relación entre
las concentraciones de Sal y Ácido debe ser 1,74. Luego pueden existir infinitas posibilidades:
Posibilidad Concentración Relación [Sal] / [Ácido]
1 [Sal] = 1,74 M
[Ácido] = 1,00 M
2 [Sal] = 3,48 M
[Ácido] = 2,00 M
3 [Sal] = 0,87 M
[Ácido] = 1,50 M
1,74
= 1,74
1,00
3,48
= 1,74
2,00
0,87
= 1,74
0,50
• Cualquiera de estas posibilidades es válida ya que [Sal] / [Ácido] = 1,74, por lo tanto siempre
el pH del buffer será 5.
• Sin embargo, la concentración de sal y ácido a ocupar es distinta, esto implica que:
Una solución preparada utilizando la posibilidad Nº2 tiene mayor capacidad
amortiguadora ya que las concentraciones de sal y ácido son las mayores, por lo que podrá
neutralizar mayor cantidad de H + o de OH - que se agreguen a la solución.
Por lo tanto, cuanto mayor sean las concentraciones del par
sal-ácido, más resistente será la relación de sus
concentraciones y más resistente su pH a cambiar.
⇓

15
Segundo: Es también importante conocer la concentración total de la solución amortiguadora a
preparar, se sabe que la concentración total de estas soluciones corresponde a la suma
de las concentraciones del ácido (o base) y su sal derivada.
[Sal] + [Ácido] = [Tampón]
[Sal] + [Base] = [Tampón]
Apliquemos este nuevo concepto para preparar una solución tampón acetato pH = 5 y
concentración 0,2M (pKa del ácido acético = 4,76)
Paso 1: Calculamos la relación sal-ácido
pH = pKa + log
5 = 4,76 + log
5 - 4,76 = log
[Sal]
[Ácido]
[Sal]
[Ácido]
[Sal]
[Ácido]
[Sal]
0,24 = log Aplicamos antilogaritmo
[Ácido]
antilog 0,24 =
1,74 =
[Sal]
[Ácido]
[Sal]
[Ácido]
Ya sabemos que existen infinitas
posibilidades que cumplen esta
relación
Paso 2: Pero ahora se nos dice que la concentración total del tampón es 0,2M, entonces
Ecuación 1: [Sal] + [Ácido] = 0,2M
[Sal]
Ecuación 2: = 1,74 Reordenando [Sal] = 1,74 [Ácido]
[Ácido]
Entonces reemplazamos 2 en 1:
[Sal] = 1,74 [Ácido] en [Sal] + [Ácido] = 0,2M
1,74 [Ácido] + [Ácido] = 0,2 M

2,74 [Ácido] = 0,2M
[Ácido] =
0,2 M
2,74
[Ácido] = 0,073 M
Paso 3: Reemplazamos este valor [Ácido] = 0,073 M en la ecuación 1:
[Sal] + [Ácido] = 0,2M
[Sal] + 0,073 M = 0,2M
[Sal] = 0,2 M - 0,073 M
[Sal] = 0,127 M
16
Paso 4: Para comprobar si nuestro cálculo esta bien hecho, debemos tener en mente que la
relación [Sal] / [Ácido] = 1,74. Por lo tanto:
[Sal] 0,127
= = 1,74 Estamos bien
[Ácido] 0,073
Entonces si se prepara una mezcla de ácido acético y de acetato de sodio, cuyas
concentraciones sean 0,073 M y 0,127 M respectivamente, se obtiene una solución
amortiguadora de pH = 5 y de concentración total 0,2 M.
IX.- Propiedades de una solución amortiguadora.
Se distinguen tres propiedades importantes en una solución buffer:
Primero: La dilución moderada de esta solución no afecta el pH de la misma.
Segundo: La adición de pequeñas cantidades de ácidos o bases a una solución amortiguadora, no
afecta significativamente el pH (esto es lógico, ya que es la función principal de estas
soluciones)
Tercero: Capacidad tampón; capacidad máxima de amortiguación que tiene la solución.
A) Primera Propiedad: La dilución moderada de esta solución no afecta el pH de la misma.
Ejemplo 1: Calculemos el pH de una solución amortiguadora de acetato si las concentraciones de
ácido y sal son 0,1 M respectivamente (pKa = 4,76).
pH = pKa + log [Sal] / [Ácido]
pH = pKa + log [0,1] / [0,1]
pH = pKa = 4,76
Ejemplo 2: Si diluimos la concentración de la solución amortiguadora del ejemplo 1 a la mitad,
las nuevas concentraciones de sal y ácido serán 0,05 M (0,1 dividido por 2), luego su
nuevo pH será:

pH = pKa + log [Sal] / [Ácido]
pH = pKa + log [0,05] / [0,05]
pH = pKa = 4,76 ⇒
17
“Lo que indica que al diluir a la mitad las
concentraciones de ácido y sal el pH del buffer no
cambia”.
B) Segunda Propiedad: La adición de pequeñas cantidades de ácidos o bases a una solución
amortiguadora, no afecta significativamente el pH.
Ejemplo 1: Supongamos que tenemos 250 mL de solución amortiguadora de acetato, en donde
[Sal] = [Ácido] = 0,1 M (pKa = 4,76).
Paso 1: Como ya hemos visto, si [Sal] = [Ácido] el pH = pKa y por lo tanto el tampón presenta
un pH = 4,76.
Paso 2: Calculemos ahora el número de moles de ácido y de sal que tenemos disueltos en esta
cantidad de tampón (250 mL).
[Ácido] 0,1 mol ácido x
= x = 0,025 moles de ácido
1000 mL solución 250 mL solución
[Sal] 0,1 mol sal x
= x = 0,025 moles de sal
1000 mL solución 250 mL solución
Paso 3: Agregaremos a esta solución 1 mL de ácido clorhídrico de concentración 1,0 M
Veamos cuantos moles de HCl hemos agregado
[HCl] 0,1 mol ácido x
= x = 1,0 · 10 -3 moles de ácido
1000 mL solución 1 mL solución
Como se trata de un ácido fuerte (electrolito fuerte) disocia completamente
HCl H + + Cl -
por lo tanto, hemos agregado 1,0 · 10 -3 moles de H +
“Recordemos”. Si agregamos H + a una solución tampón, estos reaccionarán con el
componente básico de la solución amortiguadora (X - ), en este caso con el ion acetato
(CH3COO - ) según la siguiente ecuación:
CH3COO - + H + CH3COOH

18
Esto provoca que aumente la concentración de ácido y disminuya la concentración
de sal que componen el tampón.
En nuestro ejemplo:
aumenta la concentración de ácido acético
disminuye la concentración del acetato de
sodio
Teníamos en el buffer:
0,025 moles de ácido
0,025 moles de sal
Si agregamos
1 · 10 -3 moles
de H +
El número de moles de ácido
aumenta en 1 · 10 -3
moles de ácido + moles de H +
inicial agregados
0,025 + 1 · 10 -3 = 0,026 moles de
ácido
Este aumento o disminución es proporcional,
o sea aumenta la [CH3COOH] en la misma
magnitud que disminuye la [CH3COONa]
ENTONCES
El número de moles de sal
disminuye en 1 · 10 -3
moles de sal - moles de H +
inicial agregados
0,025 - 1 · 10 -3 = 0,024 moles de ácido
Paso 4: Hasta el momento, cuando agregamos 1 mL de HCl 1,0M a la solución buffer,
disminuyo los moles de sal y aumento los moles de ácido disueltos en solución.
Como agregamos 1 mL de HCl a los 250 mL de solución buffer el nuevo volumen será
aproximadamente 251 mL, entonces calcularemos las nuevas concentraciones de ácido y sal
presentes en solución:
[Ácido] 0,026 x
= x = 0,104 M
251 mL 1000 mL
[Sal] 0,024 x
= x = 0,096 M
251 mL 1000 mL
Nuevas concentraciones
Paso 5: Con estas nuevas concentraciones determinaremos el pH de la solución tampón, después
de agregar H +
pH = pKa + log [Sal] / [Ácido]
pH = 4,76 + log [0,096] / [0,104]

pH = 4,76 + log 0,923
pH = 4,76 - 0,034 ⇒ pH = 4,72
19
En conclusión el pH de la solución vario de 4,76 a 4,72, es decir, un cambio mínimo de
acidez, lo que reafirma que añadir pequeñas cantidades de ácidos o bases (aunque sean fuertes)
NO PROVOCA GRANDES CAMBIOS EN LA ACIDEZ O BASICIDAD DEL MEDIO
AMBIENTE.
C) Tercera Propiedad: Capacidad tampón, que se define “el número de moles de ácido o base
que se debe agregar a un litro de solución tampón para que esta cambie su
pH en una unidad.
Factor 1
El pKa o pKb
Cuando el valor de pKa o
pKb es numéricamente
igual al pH o pOH de una
solución tampón, se tiene
la mayor capacidad
tampón. Este hecho tiene
mucha importancia cuando
desea preparar un buffer,
ya que se debe seleccionar
un ácido o base cuyo pKa o
pKb sea lo más cercano
posible a la zona de pH que
se debe controlar.
⇓
La zona optima de una
solución tampón esta dada
por:
pKa ± 1 unidad o
pKb ± 1 unidad
X.- Ejercicios resueltos
NO DEBEMOS OLVIDAR NUNCA
QUE LA CAPACIDAD TAMPÓN
DEPENDE TRES FACTORES
Factor 2
La relación [Sal] / [Ácido]
o [Sal] / [Base]
La mayor capacidad
tampón se obtiene cuando
la relación entre las
concentraciones de los
componentes de la solución
buffer es igual a 1
Para buffer ácidos
[Sal] / [Ácido] = 1 o sea
[Sal] = [Ácido], por lo
tanto,
pH = pKa
Para buffer básicos
[Sal] / [ Base] = 1 o sea
[Sal] = [Base], por lo tanto,
pOH = pKb
Factor 3
La concentración efectiva
del tampón
Entre más concentrada
sea una solución
amortiguadora mayor será
su capacidad tampón.
Esto es lógico, ya que
entre más concentrado sea
un buffer la concentración
de sus componentes
también será mayor, por lo
que podrán neutralizar
mayor cantidad de H + o
OH - que se le agreguen.
1.- Se desea preparar 200 mL de una solución amortiguadora carbonato pH = 10; 0,1 M, para tal
efecto se dispone de tres soluciones:
Solución de H2CO3 Ka1 = 4,30 · 10 -7
Solución de NaHCO3 Ka2 = 5,61 · 10 -11
Solución de Na2CO3
Indique que pareja ácido- sal se debe utilizar para preparar dicha solución
Paso 1: Como necesitamos preparar una solución de pH = 10, debemos seleccionar un ácido cuyo
pKa sea cercano a 10, o bien que su zona óptima de trabajo esta en pKa ± 1 unidad

Por lo tanto, debemos
calcular el pKa de dos
ácidos
* Por lo tanto la solución de
NaHCO3 se utilizará como ácido
para nuestra solución amortiguadora
HCO3
20
NaHCO3
pKa = -(logKa)
pKa = -(log 4,30 · 10 -7 )
pKa = 6,36
Zona de trabajo pKa ± 1 es
5,36 - 7,36
pKa = -(logKa)
pKa = -(log 5,61 · 10 -11 )
pKa = 10,25 *
Zona de trabajo pKa ± 1 es
9,25 - 11,25
La única posibilidad de sal es la solución de
Na2CO3, No se puede utilizar la solución de
H2CO3 porque este es un ácido más fuerte
que el NaHCO3 (Ka1> Ka2)
2.- Calcule la concentración de sal y ácido de una solución amortiguadora de concentración 0,1
M y pH = 10 formada por NaHCO3 (pKa = 10,25) y Na2CO3.
Paso 1: Utilizando la ecuación de Henderson-Hasselbalch, calculamos la relación sal-ácido
pH = pKa + log [Sal] / [Ácido]
10 = 10,25 + log [Sal] / [Ácido]
10 - 10,25 = log [Sal] / [Ácido]
- 0,25 = log [Sal] / [Ácido] Aplicamos antilogaritmo
antilog (- 0,25) = [Sal] / [Ácido]
0,562 = [Sal] / [Ácido] ⇒ [Sal] = 0,562 [Ácido]
Paso 2: Pero ahora se nos dice que la concentración total del tampón es 0,2M, entonces
Ecuación 1: [Sal] + [Ácido] = 0,1 M
Ecuación 2: [Sal] = 0,562 [Ácido]
Entonces reemplazamos 2 en 1:
[Sal] = 0,562 [Ácido] en [Sal] + [Ácido] = 0,1 M
0,562 [Ácido] + [Ácido] = 0,1 M
1,562 [Ácido] = 0,1 M
[Ácido] =
0,1 M

1,562
[Ácido] = 0,064 M
Paso 3: Reemplazamos este valor [Ácido] = 0,064 M en la ecuación 1:
[Sal] + [Ácido] = 0,1 M
[Sal] + 0,064 M = 0,1 M
[Sal] = 0,1 M - 0,064 M
[Sal] = 0,036 M
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Paso 4: Para comprobar si nuestro cálculo esta bien hecho, debemos tener en mente que la
relación [Sal] / [Ácido] = 1,74. Por lo tanto:
pH = pKa + log [Sal] / [Ácido]
pH = 10,25 + log [0,036] / [0,064]
pH = 10,25 + log 0,5625
pH = 10,25 - 0,2498
pH = 10 o sea el pH solicitado
Por lo tanto, la concentración del ácido y sal a utilizar son 0,064 M y 0,036 M
respectivamente.
3.- Calcule el pH y la concentración de una solución amortiguadora formada por 0,03 moles de
ácido propanoico (Ka = 1,34 · 10 -5 ) y 0,02 moles de propanoato de sodio disueltos en 250
mL.
Paso 1: Sabemos que:
pH = pKa + log [Sal] / [Ácido]
[tampón] = [Sal] + [Ácido]
Luego pKa = -(log Ka)
pKa = -(log 1,34 · 10 -5 )
pKa = -(-4,87)
pKa = 4,87 El pH del buffer debe encontrarse en la zona de pKa ± 1,
esto es 3,87 - 5,87
Paso 2: Determinemos las concentraciones molares de los componentes del buffer.
[Ácido] 0,03 x
= x = 0,12 M
250 mL 1000 mL
[Sal] 0,02 x
= x = 0,08 M
250 mL 1000 mL

Paso 3: Tenemos todos los datos para calcular el pH de esta solución tampón.
pH = pKa + log [Sal] / [Ácido]
pH = 4,87 + log [0,08] / [0,12]
pH = 4,87 + log 0,666
pH = 4,87 + (- 0,17)
pH = 4,70 Está en el rango esperado
Paso 4: La concentración del tampón será:
[buffer] = [Sal] + [Ácido]
[buffer] = 0,08 M + 0,12 M
[buffer] = 0,2 M
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4.- Determine la masa de acetato de sodio (Masa molar = 98,1 g/mol) que necesita para preparar
una solución buffer acetato cuya relación [Sal] / [Ácido] = 0,45. Suponga que la masa de sal
debe ser agregada a 500 mL de solución 0,4 M de ácido acético (pKa = 4,76) para preparar el
tampón.
Paso 1: Si tenemos 500 mL de ácido al 0,4 M, la concentración del ácido en el buffer será 0,4 M.
[Ácido] = 0,4 M
Paso 2: Si la relación [Sal] / [Ácido] = 0,45 y [Ácido] = 0,4 M tenemos que
[Sal] / [Ácido] = 0,45
[Sal] / 0,4 M = 0,45
[Sal] = 0,45 · 0,4 M
[Sal] = 0,18 M
Paso 3: Como la concentración de la sal es 0,18 M necesitaremos 0,18 moles de sal para
preparar un litro de solución, pero sólo queremos 500 mL de solución, por lo tanto
0,18 moles sal x
=
1000 mL solución 500 mL de solución
x = 0,09 moles de sal
Paso 4: Transformamos los moles a masa (g)
1 mol sal 98,1 g
0,09 mol sal x
x = 8,83 g de sal (acetato de sodio)

XI.- Ejercicios para resolver.
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1.- Calcular el pH de una solución que contiene ácido acético 0,2 M (Ka = 1,8 · 10 -5 ) y su sal
acetato de sodio 0,3 M (R = 4,92)
2.- Calcular el pH del sistema amortiguador NH3 0,15 M (Kb = 1,8 · 10 -5 ) y NH4Cl 0,35 M.
(R = 8,88)
3.- El pH de un amortiguador de acetato de sodio y ácido acético es 4,50 (Ka = 1,8 · 10 -5 ).
Calcular la relación [Sal] / [Ácido]. (R = 0,58)
4.- Cuál es el pH de una solución preparada por adición de 25 g de ácido acético (Ka = 1,8 · 10 -
5 ) y 25 g de acetato de sodio a suficiente agua para formar 4 L de solución, (R = 4,60)
5.- Cuál es el pH de una solución formada por adición de 0,5 moles de cloruro de amonio y 0,03
moles de amoniaco (Kb = 1,8 · 10 -5 ) a agua suficiente para formar 2,5 L de solución.
(R= 9,03)
6.- Cuantos moles de hipobromito de sodio se debe añadir a 100 L de ácido hipobromico (Ka =
2,0 · 10 -9 ) para formar una solución amortiguadora de pH = 8,80. (R = 0,25 moles)
7.- Cuál es la relación de HCO3 - a H2CO3 en la sangre para que su pH sea 6,4.
8.- Un buffer formado por concentraciones iguales de sal y ácido tiene un pH = 7,8. Determine
el pKa del ácido. (R = 7,80)
9.- Un litro de solución amortiguadora contiene 0m120 moles de ácido acético y 0,10 moles de
acetato de sodio.
a) Cual es el pH de la solución tampón (R = 4,57)
b) Cual es el pH después de añadir 0,010 moles de HNO3 (R= 4,49)
c) Cual es el pH después de añadir 0,010 moles de NaOH (R= 4,64)
10.- Una solución de ácido hipocloroso se ha preparado de tal modo que contiene una
concentración de 0,685 g/L del ácido y un pH = 4,70. Calcular la Ka del ácido.
(R= 3,06 · 10 -8 )