c u a r t o . a c ii d o

Soluciones amortiguadoras:

También conocidas como soluciones buffer, estas son las soluciones que mantienen constante el pH (la concentración de H+) en una solución. En cierto grado, actúan inhibiendo la acción de las bases y los ácidos en esta, es decir, la contrarrestan para que la cantidad de hidronios no se vea afectada ante la incorporación de sustancias ácidas o alcalinas. En estas soluciones participa el ion de un ácido o de una base débil y su respectiva sal que al disociarse produce un ion en común; el ácido o base conjugada. Al disociarse la sal y producir este ion común, se está aumentando la acidez o alcalinidad en el lado de los productos (dependiendo de si el ion común es un ácido o una base conjugada), la solución naturalmente busca contrarrestar esto (principio de Le Chatelier), de manera que se carga hacia la izquierda, es decir, se producen más reactantes, produciendo a su vez más ácido o base débil, volviendo a comenzar así el ciclo y manteniéndose entonces el nivel de pH constante.

Al disociarse la sal AS y producirse más del ion común A- que va alcalinizando la reacción, la solución se carga hacia el lado de los reactantes, produciendo más HA, que a su vez sigue disociándose y generando más H+, manteniendo constante el nivel del mismo.

Lo mismo sucede en este caso con el OH-, cuando al disociarse la sal BHS, se produce más del ion común BH+, lo que hace que la solución se cargue hacia los reactantes produciendo más B, que continuará produciendo OH- en la misma medida en que el BH+ lo va acidificando, manteniendo constante el nivel de pOH y por lo mismo de pH.

Para calcular el pH de la 1ª solución se usa la fórmula:

pH = pKa + log [base conjugada] donde la constante de equilibrio pKa = [H+][A-]
..............................[ácido débil].....................................................................[HA]

pH = pKa + log [A-]
........................[HA]

Y pOH = pH – 14

Y para la 2ª usamos:

pOH = pKb + log [ácido conjugado] donde la constante de equilibrio pKb = [OH-][BH+]
..................................[base débil]......................................................................[B]

Y pH = pOH – 14

Un ejemplo sería el ácido carbónico (H2CO3) y el bicarbonato (HCO3−), que regulan el pH de la sangre (entre 7,35 y 7,45) cuando esta se ve acidificada por agentes externos: