Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Cuántica  4.1.1. Dualidad onda-partícula  4.1.2. Ecuación de Schrödinger  4.1.3. Números Cuánticos y Orbitales  4.1.4. Espectroscopía atómica y molecular  4.2. Mecánica estadística  4.2.1. Distribución de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funciones de partición  4.2.3. Estadísticas de Bose-Einstein y Fermi-Dirac  4.3. Termodinámica química  4.3.1. Energía Libre de Gibbs  4.3.2. Transición de fase  4.3.3. Eficiencia termodinámica  4.4. Química de superficies  4.4.1. Absorción y Catálisis  4.4.2. Coloides y Emulsiones
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clásicos  5.1.1. Análisis Gravimétrico  5.1.2. titrímetro  5.2. Métodos instrumentales  5.2.1. Cromatografía  5.2.2. Espectroscopía  5.2.3. Métodos electroanalíticos  5.2.4. Difracción de rayos X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohidratos  7.2. Proteínas y enzimas  7.3. Lípidos y membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo y Bioenergética  7.6. Cinética enzimática y mecanismo

Pregrado → Química general → Ácidos y bases ↓


Solución Buffer


Una solución buffer es un tipo de solución química que resiste cambios significativos en su nivel de pH cuando se añade una pequeña cantidad de ácido o base. Esta característica hace que las soluciones buffer sean altamente esenciales en diversas aplicaciones químicas, biológicas e industriales. En el campo de la química, comprender las soluciones buffer es importante para los estudiantes, especialmente aquellos que cursan estudios de posgrado. El objetivo de esta lección es entender las complejidades de las soluciones buffer, incluidos su estructura, funcionamiento, tipos y aplicaciones en términos simples en inglés.

Composición de las soluciones buffer

Las soluciones buffer suelen contener un ácido débil y su base conjugada o una base débil y su ácido conjugado. La presencia de estos componentes hace que la solución sea capaz de resistir grandes cambios en el pH.

Por ejemplo, una solución buffer común es el buffer de ácido acético-acetato de sodio. Aquí, el ácido acético (CH 3 COOH) es el ácido débil, mientras que el acetato de sodio (CH 3 COONa) proporciona la base conjugada (ion acetato, CH 3 COO -).

      CH3 COOH (ac) ⇌ H + (ac) + CH3 COO - (ac)

Funcionamiento de la solución buffer

La función principal de una solución buffer es mantener el nivel de pH de la solución cerca de un valor seleccionado. Esto ocurre básicamente a través de dos mecanismos:

1. Adición de ácido

Cuando se añade una pequeña cantidad de ácido (por ejemplo, HCl) a una solución buffer, los iones de hidrógeno (H +) del ácido reaccionan con la base conjugada presente en la solución, formando un ácido más débil. Esto amortigua cualquier aumento en la concentración de iones H +, contrarrestando así los cambios en el pH.

      H + (ac) + CH 3 COO - (ac) → CH 3 COOH (ac)

2. Suma de bases

Cuando se añade una pequeña cantidad de una base (por ejemplo, NaOH), se eliminan iones H + de la solución formando agua, lo que resulta en un mayor desarrollo del carácter de base conjugada. Esto nuevamente minimiza el cambio en el pH al mantener un equilibrio entre las formas de ácido y base.

      OH - (ac) + CH 3 COOH (ac) → CH 3 COO - (ac) + H 2 O (l)

Representación visual del sistema buffer

solución buffer ácido débil base conjugada

Ecuación de Henderson–Hasselbalch

El valor de pH de una solución buffer puede estimarse usando la ecuación de Henderson-Hasselbalch, que es una ecuación fundamental en química.

      pH = pK A + log([A - ]/[HA])

En esta ecuación:

  • pH es el potencial de hidrógeno, que mide la acidez o alcalinidad de una solución.
  • pK a es la constante de disociación ácida, una medida de la fuerza de un ácido débil en solución.
  • [A - ] es la concentración de la base conjugada.
  • [HA] es la concentración del ácido débil.

Tipos de soluciones buffer

1. Buffer ácido

Son soluciones que tienen un pH menor a 7. Están compuestas por un ácido débil y su sal y una base fuerte. Un ejemplo de buffer ácido es una solución que contiene ácido acético y acetato de sodio.

2. Buffers básicos

Los buffers básicos tienen un pH mayor a 7. Están compuestos por una base débil y su sal y un ácido fuerte. Un ejemplo común de buffer básico es una solución de hidróxido de amonio y cloruro de amonio.

Aplicaciones de soluciones buffer

Las soluciones buffer se aplican en muchas áreas debido a sus propiedades estabilizadoras del pH:

1. Sistemas biológicos

En los sistemas biológicos, los buffers mantienen el pH óptimo necesario para el correcto funcionamiento de enzimas y procesos metabólicos. Por ejemplo, la sangre humana contiene un sistema buffer bicarbonato que ayuda a mantener un pH de aproximadamente 7.4.

2. Reacciones químicas

Las soluciones buffer se utilizan en experimentos químicos donde mantener un pH constante es necesario para que una reacción se lleve a cabo correctamente. Esto es especialmente importante en procedimientos de química analítica como las titulaciones.

3. Procesos industriales

En las industrias, las soluciones buffer se utilizan en una variedad de procesos como la fermentación, donde el control del pH es crítico para la productividad y viabilidad de los microorganismos.

4. Productos farmacéuticos

Las soluciones buffer se utilizan en productos farmacéuticos para crear formulaciones donde la estabilidad del pH es crítica para la eficacia y estabilidad del medicamento.

Ejemplos de cálculo

Ejemplo 1: Cálculo del pH de un buffer de ácido acético-acetato de sodio

Considere una solución buffer que contiene 0.1 M de ácido acético y 0.1 M de acetato de sodio. El pK a del ácido acético es 4.76. Calcule el pH de esta solución buffer.

      pH = pK a + log([CH 3 COO - ]/[CH 3 COOH])
      pH = 4.76 + log(0.1/0.1)
      pH = 4.76 + log(1)
      pH = 4.76

El pH de la solución buffer es 4.76.

Ejemplo 2: Cambio en el pH al añadir ácido

A la misma solución, añadamos una pequeña cantidad de ácido fuerte, digamos 0.01 M de HCl. La nueva concentración será:

      CH3COO- concentration : 0.1 M - 0.01 M = 0.09 M
      CH3COOH concentración: 0.1 M + 0.01 M = 0.11 M

Ahora, calcule el nuevo pH:

      pH = 4.76 + log(0.09/0.11)
      pH = 4.76 + log(0.818)
      pH = 4.76 - 0.087
      pH = 4.673

Después de añadir el ácido fuerte, el pH cambia solo ligeramente a 4.673, indicando la capacidad amortiguadora de la solución.

Capacidad de amortiguación

La capacidad de amortiguación se refiere a la capacidad de una solución buffer para resistir cambios en el pH cuando se añade un ácido o una base. Está determinada por la concentración del ácido débil y su base conjugada. Cuanto mayor es la concentración, mayor es la capacidad de amortiguación.

Limitaciones de las soluciones buffer

Las soluciones buffer tienen sus limitaciones. Su capacidad para mantener un pH constante no es ilimitada y se ve afectada por:

  • Concentración de los componentes del buffer: Buffers más concentrados tienen mayor capacidad.
  • Limitaciones de la capacidad de amortiguación: Un exceso de ácido o base puede desbordar el buffer.
  • Cambios en la temperatura, que pueden afectar la constante de disociación (K a o K b).

Conclusión

Las soluciones buffer son esenciales para la química y diversos campos científicos debido a sus propiedades de estabilización. Proporcionan un entorno de pH estable importante para muchas reacciones químicas, procesos biológicos y operaciones industriales. Al comprender los componentes, funcionamiento, capacidades y limitaciones de las soluciones buffer, uno puede aplicarlas efectivamente en escenarios tanto académicos como prácticos.
Basado en un marco simple y claro, con principios fundamentales como la ecuación de Henderson-Hasselbalch, el mundo de los buffers abre innumerables posibilidades para la exploración científica y la aplicación en el mundo real.


Pregrado → 1.9.4


U
username
0%
completado en Pregrado

← Anterior (1.9.3)
Titulación ácido-base
Siguiente (1.9.5) →
Indicador ácido-base

Comentarios 



Solución Buffer

https://www.chemistryelite.com/ug/1.9.4?ceal=es