1.6. Cálculo de un sistema buffer. Ejercicios de cálculos específicos Copy

Se entiende como solución o sistema buffer a una solución acuosa que consiste en la mezcla de un ácido débil y su base conjugada o una base débil con su ácido conjugado.

Las soluciones buffer se emplean para mantener el pH en un valor constante en una amplia variedad de aplicaciones cosméticas.

Para calcular la concentración de la solución quelante se emplea la ecuación de aproximación de Henderson-Hasselbach (HH).

Debemos primero recordar que la constante de disociación para un ácido débil se define como:

               K_a = [H⁺]·[A^–]
                           [HA]

Aplicando logaritmos, se puede describir el valor de pH en términos de pK_a:
               pH=pK_a +log([A^–]/[HA])
               donde [A-] es la concentración de la base conjugada
               [HA] es la concentración del ácido

Para poder entender mejor esta relación, se deben dejar claros algunos conceptos teóricos.

El pH es la medida de concentraciones de los iones hidrógeno (H⁺) en solución acuosa.

Se determina con el siguiente cálculo:
               pH = -log [H⁺]
               [H⁺] indica la concentración molar de los iones hidrógeno.
               Por lo tanto, cuanto más alta es la concentración de [H⁺], más bajo es el pH.

El valor de pK_a es un valor conocido y único para cada ácido y su base conjugada (sal).
Cuanto más fuerte es un ácido, más rápidamente se disocia para donar H⁺, aumentando el valor de pK_a.

Se establece entonces que:
               pK_a = -logK_a

Entonces, a mayor fuerza de un ácido, más bajo es el valor de pK_a.
Los ácidos fuertes tienen valores de pK_a inferiores a 1.0.
A medida que aumenta este valor, el ácido se vuelve más debil.
Los ácidos débiles tienen un rango de pK_a entre 3.0 y 7.0.

Las soluciones amortiguadores que se aplican en cosmética natural consisten principalmente en los ácidos débiles cítrico y láctico y sus bases conjugadas (citrato y lactato).
El ácido acético junto con su base conjugada (acetato) también se emplea pero en menor medida.

Todas las soluciones amortiguadoras presentan un rango de quelación.
Este rango se calcula como:
               pK_a ± 1.0

Dentro de este rango de pK_a ± 1.0, la solución amortiguadora es funcional y resiste grandes cambios ya sea introduciendo diferentes ácidos o alcális

A partir de esos conceptos, se establece que:
1. Cuando pH = pK_a, la concentración del ácido sin disociar, [HA], es igual a la concentración de su base conjugada, [A^–].
              [HA] = [A^–], cuando pH = pK_a

2. El rango de quelación de un ácido débil es pK_a ± 1.0
             Ejemplo:
             Ácido láctico pK_a 3.86
             Su rango de quelación es de 2.86-4.86

3. Cuanto más se acerca el valor de pH de la solución amortiguadora al valor de pK_a, mayor es la capacidad quelante (capacidad para resistir cambios en el valor de pH).
            El valor ideal sería cuando pH = pK_a.

Observaciones

Es importante tener en cuenta que la aproximación HH se aplica sobre ácidos de tipo monoprótico; es decir, aquellos ácidos que donan un solo protón por molécula durante el proceso de disociación y que presentan un solo valor de pK_a.
Algunos ejemplos de ácidos monopróticos son los ácidos glicólico, láctico o acético entre otros.

Los ácidos polipróticos pueden donar dos o más protones por moléculas de ácido:

• Los dipróticos pueden donar dos protones con sus respectivas reacciones de disociación y para cada reacción se da un valor de pKa.
  Como ácidos dipróticos tenemos los ácidos málico, tartárico o azelaico.
• Un ácido triprótico puede someterse a 3 disociaciones por lo que tendrá 3 constantes pKa.
  Un ejemplo de este tipo de ácido es el ácido cítrico.

Cálculo ejemplo para una solución buffer de ácido láctico/lactato sódico

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