Disoluciones Amortiguadoras

Tampón fosfato

 Se trata de un tampón inorgánico que se encuentra en los líquidos intracelulares y mantiene el pH en torno al 6,86 debido al equilibrio existente entre un ácido débil; el dihidrógeno fosfato (DHP) y su base: el monohidrógeno fosfato (MHP). Ambos compuestos mantienen un equilibrio entre sí, pudiendo el DHP liberar un protón y transformarse en MHP, (la reacción se desplaza hacia la derecha), y el MHP puede unirse aun protón para originar una molécula de DHP, (la reacción se desplaza hacia la izquierda). H₂PO₄^-    ⇄ HPO₄^-2 + H⁺ 

Es decir, a pH fisiológico, las especies del fosfato con capacidad de tamponar son   H₂PO₄^- y  HPO₄^-2 ya que su valor de pK es de 6,8.

Así pues, para el tampón fosfato:

                pH = 6,8 + log HPO₄^-2 / H₂PO₄^-  

A pH fisiológico de 7,4 la concentración de HPO₄^-2 (un 80%) es 4 veces superior a la de H₂PO₄^- (un 20%). Así pues, el tampón fosfato es un sistema muy eficaz para amortiguar ácidos.

La concentración de fosfato en la sangre es baja (2 mEq/L) por lo que tiene escasa capacidad de tamponar si lo comparamos con otros tampones como el bicarbonato. En cambio, a nivel intracelular, las concentraciones de fosfato son elevadas lo que le convierte en un tampón eficiente. Las grandes cantidades de fosfato dentro de las células corporales y en el hueso hacen que el fosfato sea un depósito grande y eficaz para amortiguar el pH.

 

Disoluciones Tampón a Nivel Biológico

Un aspecto fundamental en la fisiología de todos los organismos es la homeostasis o capacidad para mantener una situación de equilibrio dinámico favorable. En este fenómeno tiene gran importancia los sistemas amortiguadores que equilibran la presencia de sustancias ácidas y básicas para mantener el pH dentro de los límites fisiológicos. En los organismos vivos se están produciendo continuamente ácidos orgánicos que son productos finales de reacciones metabólicas, catabolismo de proteínas y otras moléculas biológicamente activas. Mantener el pH en los fluidos intra y extracelulares es fundamental puesto que ello influye en la actividad biológica de las proteínas, enzimas, hormonas, la distribución de iones a través de membranas, etc.Los tampones fisiológicos son la primera línea de defensa frente a los cambios de pH de los líquidos corporales, entre los que destacan: el tampón fosfato, el tampón bicarbonato y el tampón hemoglobina.El pH de los medios biológicos es una constante fundamental para el mantenimiento de los procesos vitales. La acción enzimática y las transformaciones químicas de las células se realizan dentro de unos estrictos márgenes de pH. En humanos los valores extremos compatibles con la vida y con el mantenimiento de funciones vitales oscilan entre 6,8 y 7,8; siendo el estrecho margen de 7,35 a 7,45 el de normalidad. También en el trabajo de laboratorio, es imprescindible el mantenimiento de un pH para la realización de muchas reacciones químico-biológicas. Los sistemas encargados de evitar grandes variaciones del valor de pH son los denominados “amortiguadores, buffer, o tampones”. Son por lo general soluciones de ácidos débiles y de sus bases conjugadas o de bases débiles y sus ácidos conjugados. Los amortiguadores resisten tanto a la adición de ácidos como de bases. Ecuación de Henderson-Hasselbalch. Concepto de pK: 

La concentración de H+⁺ está vinculada a la naturaleza del electrolito débil. Considerando un ácido débil, de modo genérico como HAc, su equilibrio de disociación sería:

                                   HAc    ⇄   Ac- + H+ 

Aplicando la ley de acción de masas, la constante de equilibrio K será:

                                           K = ( Ac- ) x ( H+ ) / (HAc )

Despejando ( H+):                K x (HAc ) = ( H+ ) x ( Ac- )

aplicando logaritmos:            log ( H+ ) = log K + log (HAc ) - log ( Ac- )

multiplicando por -1            - log (H+ ) = - log K - log (HAc ) + log ( Ac- )

Si hacemos que:

                        • - log ( H+ ) = pH

                        • - log K = pK

 Se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbalch             pH = pK + log ( base ) / ( ácido ) 

Por tanto, si en la ecuación la concentración de ácido es igual a la de la base, el cociente es 1, siendo el log de 1 = 0, se tiene que:

pH = pK Así, se puede definir el pK como el valor de pH de una solución amortiguadora en el que el ácido y la base se encuentran a concentraciones estequiométricas iguales o al 50% cada una.