Ver o código fonte de «Solución tampón»

En química, unha '''solución tampón'''<ref>BUSCatermos [https://aplicacions.usc.es/buscatermos/publica/buscas/busca.htm#88778144 Solución tampón]</ref>, '''sistema amortecedor'''<ref>BUSCatermos [https://aplicacions.usc.es/buscatermos/publica/buscas/busca.htm#88778144 sistema amortecedor]. Diccionario galego de termos médicos. Santiago de Compostela, Xunta de Galicia, 2002</ref> ou tampón químico (máis precisamente, tampón de [[pH]] ou do [[ión hidróxeno]] e na literatura inglesa ''buffer'') é unha [[solución acuosa]] consistente nunha mestura dun [[ácido débil]] e a súa [[base conxugada]] ou dunha base débil e o seu [[ácido conxugado]]. O pH destas solucións cambia moi pouco cando se lle engaden pequenas cantidades dun [[ácdo forte]] ou dunha [[Base (química)|base forte]]. As solucións tampón utilízanse para manter o pH a un valor case constante nunha ampla variedade de aplicacións químicas e industriais. Na natureza, hai moitos sistemas que usan estes amortecedores para a regulación do  pH. Por exemplo, o [[tampón bicarbonato|sistema tampón bicarbonato]] utilízase para regular o pH do [[sangue]], mentres que no interior da [[célula (bioloxía)|célula]] o principal é o [[tampón fosfato]].

Cada sistema amortecedor deste tipo ten o seu propio intervalo efectivo de amortecemento dos cambios de pH, o cal dependerá da constante de equilibrio do ácido ou base empregado. Sistemas tampón típicos son o par [[amoníaco]]-catión [[amonio]], ácido acético-anión acetato, anión carbonato-anión bicarbonato, ácido cítrico-anión citrato ou algún dos pares na disociación do ácido fosfórico.

== Principios do tamponamento ==

[[Ficheiro:Buffer titration graph.svg|miniatura|250px|esquerda|A [[titración]] simulada dunha solución acidificada dun ácido débil (p''K''<sub>a</sub>&nbsp;=&nbsp;4,7) cun álcali.]]
[[Ficheiro:Buffer Wiki Edit gl.svg|miniatura|400px|Adición dun [[hidróxido]] a unha mestura en equilibrio dun ácido débil, HA,  e a súa base conxugada, A<sup>−</sup> ]]

As solucións amortecedoras ou tampón resisten os cambios de pH debido a que nelas se produce un equilibrio entre o ácido HA e a súa base conxugada A<sup>−</sup>.
:HA {{eqm}} H<sup>+</sup> + A<sup>−</sup>
Cando se engade algún [[ácido forte]] a unha mestura en equilibrio entre un ácido débil e a súa [[base conxugada]], o equilibrio desprázase á esquerda, de acordo co [[principio de Le Châtelier]]. Debido a isto, a concentración de ión hidróxeno increméntanse menos da cantidade agardada tendo en conta a cantidade de ácido forte engadido.
Similarmente, se se engade un álcali forte á mestura a concentración e ión hidróxeno diminúe menos da cantidade esperada tendo en conta a acantidade de álcali engadido. O efecto ilústrase pola tritración simulada dun ácido débil cun p''K''<sub>a</sub>&nbsp;=&nbsp;4,7. A concentración relativa de ácido non disociado móstrase en azul e a da súa base conxugada en vermello. O pH cambia de forma relativamente lenta na rexión tampón, pH&nbsp;=&nbsp;p''K''<sub>a</sub>&nbsp;±&nbsp;1, centrada no pH&nbsp;=&nbsp;4,7, onde [HA]&nbsp;=&nbsp;[A<sup>−</sup>]. A concentración de ión hidróxeno diminúe menos do que se esperaría porque a maioría do ión hidróxido engadido se consome na reacción
:OH<sup>−</sup> + HA → H<sub>2</sub>O + A<sup>−</sup>
e só un pouco se consome na reacción de neutralización que é a que tería como resultado un incremento de pH.
:OH<sup>−</sup> + H<sup>+</sup> → H<sub>2</sub>O

Unha vez que o ácido está desprotonado en máis dun 95%, o pH elévase rapidamente porque a maioría do álcali engadido se consome na reacción de neutralización.

=== Capacidade de tamponamento ===

A capacidade de tamponamento ou amortecemento do pH, ''β'', é unha medida cuantitativa da resistencia dunha solución tampón ao cambio de pH coa adición de ións hidróxido. Pode definirse así:

:<math>\beta = \frac{dn}{d(\mathrm{p[H^+]})}</math>

onde ''dn'' é unha cantidade infinitesimal de base engadida e ''d''(p[H<sup>+</sup>]) é o cambio infinitesimal resultante no [[cologaritmo]] da concentración de ión hidróxeno. Con esta definición a capacidade de tamponamento dun ácido débil, cunha constante de disociación de ácido ''K''<sub>a</sub>, pode expresarse como

:<math>\frac{dn}{d(\mathrm{pH})}=2.303\left(\frac{C_\mathrm{A}K_\mathrm{a}[\mathrm{H^+}]}{\left(K_\mathrm{a}+[\mathrm{H^+}]\right)^2}\right)</math> 
[[Ficheiro:Buffer1 12 gl.svg|miniatura|200px|A capacidade de tamponamento dunha solución 0,1&nbsp;M dun ácido con p''K''<sub>a</sub> de 7]]

onde ''C''<sub>A</sub> é a concentración analítica do ácido.<ref>{{Cita libro|last1=Butler|first1=J. N.|title=Ionic Equilibrium: A Mathematical Approach|url=https://archive.org/details/ionicequilibrium0000butl|date=1964|publisher=Addison-Wesley|page=[https://archive.org/details/ionicequilibrium0000butl/page/151 151]}}</ref><ref name=Hulanicki/> O [[pH]] defínese como o −log<sub>10</sub>[H<sup>+</sup>]. Esta ecuación mostra que hai tres rexións de aumento da capacidade de tamponamento.

# A p[H<sup>+</sup>] moi baixo o termo [H<sup>+</sup>] do denominador predomina e a capacidade de tamponamento elévase exponencialmente coa diminución do pH.
#A capacidade de tamponamento dun axente de tamponamento chega a un máximo local cando p[H<sup>+</sup>]&nbsp;=&nbsp;p''K''<sub>a</sub>. Cae ao 33% do valor máximo a p[H<sup>+</sup>]&nbsp;=&nbsp;p''K''<sub>a</sub>&nbsp;±&nbsp;1 e ao 10% a p[H<sup>+</sup>]&nbsp;=&nbsp;p''K''<sub>a</sub>&nbsp;±&nbsp;1.5. Por esta razón o intervalo útil é aproximadamente p''K''<sub>a</sub>&nbsp;±&nbsp;1. A capacidade de tamponamento é proporcional á concentración do axente amortecedor, ''C''<sub>A</sub>, polo que as solucións diluídas teñen pouca capacidade de tamponamento.
#A p[H<sup>+</sup>] moi altos o segundo termo do denominador é na práctica constante e a capacidade de tamponamento elévase exponencialmente cun incremento de pH debido ao termo [H<sup>+</sup>] do numerador; [H<sup>+</sup>]=10<sup>−pH</sup>.

As propiedades 1 e 3 son independentes da presenza ou ausencia de axentes tamponantes engadidos. Son efectos da concentración e reflicten que o pH está relacionado co [[logaritmo]] da concentración de ión hidróxeno.

== Aplicacións ==

As solucións tampón son necesarias para manter o pH correcto para o funcionamento dos [[encima]]s en moitos organismos. Moitos encimas funcionan só en condicións moi precisas; se o pH se move fóra dun estreito intervalo, o encima funciona máis lentamente ou deixa de funcionar e pode [[denaturalización (bioquímica)|desnaturalizarse]]. En moitos casos a desnaturalización pode eliminar permanentemente a actividade catalítica.<ref name="Scorpio 2000">{{Cita libro |title=Fundamentals of Acids, Bases, Buffers & Their Application to Biochemical Systems |last=Scorpio |first=R. |year=2000 |publisher=|isbn=0-7872-7374-0}}</ref>

Industrialmente, as solucións tampón son utilizadas nos procesos de [[fermentación]] e para establecer as condicións correctas para as tinturas usadas para tinguir tecidos. Tamén se usan en análises químicas<ref name=Hulanicki>{{Cita libro |last= Hulanicki |first= A. |title= Reactions of acids and bases in analytical chemistry |publisher= Horwood |year= 1987 |isbn=0-85312-330-6|translator-first= Mary R.|translator-last= Masson}}</ref> e na calibración de pH&nbsp;metros.

A maioría das mostras biolóxicas que se usan en investigación entán feitas en tampóns, especialmente o [[tampón fosfato salino]] (PBS, do inglés ''phosphate buffered saline'') a pH&nbsp;7,4.

No organismo no [[plasma sanguíneo]] hai un tampón de [[ácido carbónico]] (H{{su|b=2}} CO{{su|b=3}}) e [[bicarbonato]] (HCO{{su|b=3|p=−}}), que mantén o pH entre 7,35 e 7,45. Dentro das células funciona o tampón fosfato.

=== Axentes tampón simples ===
:{| class="wikitable" style="text-align:center"
!Axente tamponador!!p''K''<sub>a</sub>!!Intervalo de pH útil
|-
|[[Ácido cítrico]]||3,13, 4,76, 6,40||2,1–7,4
|-
|[[Ácido acético]]||4,8||3,8–5,8
|-
|[[dihidroxenofosfato de potasio|KH<sub>2</sub>PO<sub>4</sub>]]||7,2|| 6,2–8,2
|-
|[[Ácido N-ciclohexil-2-aminoetanosulfónico|CHES]]||9,3|| 8,3–10,3
|-
|[[Borato]]||9,24||8,25–10,25
|}
Para tampóns nas rexións ácidas, o pH pode ser axustado a un valor desexado engadindo un ácido forte como o [[ácido clorhídrico]] a un axente tamponador. Para os tampóns alcalinos, pode engadirse unha base forte como o [[hidróxido sódico]]. Alternativamente, unha mestura tampón ou amortecedora pode facerse mesturando un ácido e a súa base conxugada. Por exemplo, un tampón acetato pode facerse pola mestura de ácido acético e [[acetato de sodio]]. Similarmente, un tampón alcalino pode facerse a partir dunha mestura dunha base e o seu ácido conxugado.

=== Mesturas tampón "universais" ===

Combinando substancias con valores de p''K''<sub>a</sub> que difiren en só dous ou menos e axustando o pH, pode obterse unha ampla variedade de tampóns. O [[ácido cítrico]] é un compoñente útil dunha mestura porque ten tres valores de p''K''<sub>a</sub>, separados por menos de dous. O rango de tampón pode ser ampliado engadindo outros axentes tamponadores. As seguintes mesturas (solucións [[tampón McIlvaine]]) teñen un rango de tamponamento do pH&nbsp;3 ao 8.<ref>{{Cita publicación periódica|last=McIlvaine|first=T. C.|year=1921|title=A buffer solution for colorimetric comparaison|journal=J. Biol. Chem.|volume=49|pages=183–186|url=http://www.jbc.org/content/49/1/183.full.pdf|issue=1}}</ref>
:{| class="wikitable" style="text-align:center"
! 0,2&nbsp;M [[fosfato disodio|Na<sub>2</sub>HPO<sub>4</sub>]] (mL)
! 0,1&nbsp;M [[ácido cítrico]] (mL)
! pH
|-
| 20,55
| 79,45
| style="background:#ff0000; color:white" | 3,0
|-
| 38,55
| 61,45
| style="background:#ff7777; color:white" |4,0
|-
| 51,50
| 48,50
| style="background:#ff7700;" | 5,0
|-
| 63,15
| 36,85
| style="background:#ffff00;" |6,0
|-
| 82,35
| 17,65
| style="background:#007777; color:white" | 7,0
|-
| 97,25
| 2,75
|style="background:#0077ff; color:white" | 8,0
|}

Pode facerse unha mestura que conteña [[ácido cítrico]], [[fosfato de monopotasio]], [[ácido bórico]] e [[Barbital|ácido dietil barbitúrico]] para cubrir o intervalo de pH do 2,6 ao 12.<ref>{{Cita libro |title=Vogel's textbook of quantitative chemical analysis |url=https://archive.org/details/vogelstextbookof0000voge_b7c0 |last=Mendham |first=J. |last2=Denny|first2= R. C. |last3=Barnes |first3=J. D. |last4=Thomas|first4= M. |edition=5th|year=2000 |publisher=Pearson Education |location=Harlow |isbn=0-582-22628-7|chapter= Appendix 5}}</ref>

Outros tampóns universais son o tampón Carmody<ref name=carmody>{{Cita publicación periódica|last=Carmody|first=Walter R.|title=Easily prepared wide range buffer series|journal=J. Chem. Educ.|year=1961|volume=38|issue=11|pages=559–560|doi=10.1021/ed038p559|url=http://dx.doi.org/10.1021/ed038p559|bibcode = 1961JChEd..38..559C }}</ref> e o [[tampón Britton-Robinson]], desenvolvido en 1931.

=== Compostos tampón comúns usados en bioloxía ===

Para os rangos efectivos ver [[#capacidade de tamponamento|capacidade de tamponamento]], arriba. 
{| class="wikitable" style="text-align:center"
|- bgcolor="#DDDD22"
! Nome común !!Estrutura !! [[Constante de disociación de ácido|p''K''<sub>a</sub>]]<br>a 25&nbsp;°C !!  Efecto da temperatura<br>{{sfrac|''d''pH|''dT''}} (K<sup>−1</sup>)<ref>{{Cita web|title=Buffer Reference Center |url=http://www.sigmaaldrich.com/life-science/core-bioreagents/biological-buffers/learning-center/buffer-reference-center.html |publisher=Sigma-Aldrich | accessdate=2009-04-17}}</ref> 
! [[peso molecular|Peso<br>molecular]] 
|-
| [[TAPS (tampón)|TAPS]]|| [[ficheiro:TAPS.svg|200px]] || 8,43 ||  −0,018 || 243,3 
|-
| [[Bicina]] ||[[ficheiro:Bicine.png|150px]] || 8,35 ||  −0,018 || 163,2 
|-
| [[Tris]] ||[[ficheiro:tris.png|100px]] || 8,06 ||  −0,028 || 121,14 
|-
| [[Tricina]] ||[[ficheiro:Tricine.png|150px]] || 8,05 ||  −0,021 || 179,2 
|-
| [[TAPSO (tampón)|TAPSO]] ||[[ficheiro:TAPSO.svg|200px]] ||7,635||  ||259,3 
|-
| [[HEPES]] ||[[ficheiro: HEPES.png|200px]] || 7,48 ||  −0,014 || 238,3 
|-
| [[TES (tampón)|TES]] ||[[ficheiro:TES free acid.svg|200px]] || 7,40 ||  −0,020 || 229,20 
|-
| [[MOPS]] ||[[ficheiro:Mops is.svg|150px]] || 7,20 ||  −0,015 || 209,3 
|-
| [[PIPES]] || [[ficheiro:PIPES.svg|200px]]|| 6,76 || −0,008 || 302,4 
|-
| [[Cacodilato]] ||[[ficheiro:Cacodylic acid.svg|100px]] || 6,27 || || 138,0 
|-
| [[MES (tampón)|MES]] || [[ficheiro:MES.svg|150px]]|| 6,15 || −0,011 || 195,2 
|-
|}

== Cálculo do pH do tampón ==

=== Ácidos monopróticos ===

A expresión do equilibrio é
:HA {{eqm}} A<sup>−</sup> + H<sup>+</sup>
Isto mostra que cando o ácido se disocia prodúcense cantidades iguais de ión hidróxeno e do anión. As concentracións de equilibrio destes tres compoñentes poden calcularse nunha [[táboa ICE]], siglas de "iniciais" (condicións), "cambio" e "equilibrio".
:{| class="wikitable" style="text-align:center"
|+Táboa ICE para ácidos monopróticos
|-
! !![HA]!![A<sup>−</sup>]!![H<sup>+</sup>]
|-
|I||''C''<sub>0</sub>||0||''y''
|-
|C||−''x''||''x''||''x''
|-
|E||''C''<sub>0</sub> − ''x''||''x''||''x'' + ''y''
|}
Na primeira fila, denominada I, indícanse as condicións '''i'''niciais: a concentración de ácido é ''C''<sub>0</sub>, inicialmente non disociado, polo que a concentración de A<sup>−</sup> e H<sup>+</sup> sería cero; ''y'' é a concentración inicial de ácido forte "engadido", como o ácido clorhídrico. Se se engade un álcali forte, como o hidróxido de sodio ''y'' terá un signo negativo porque o álcali retira ións hidróxeno da solución. A segunda fila, denominada C por '''c'''ambio, especifica os cambios que ocorren cando o ácido se disocia. A concentración de ácido diminúe nunha cantidade de −''x'' e as concentracións de A<sup>−</sup> e H<sup>+</sup> increméntanse ambas nunha cantidade de +''x''. Isto derívase da expresión de equilibrio. A terceira fila, denominada E por concentracións de '''e'''quilibrio, engádese conxuntamente as dúas primeiras filas e mostra as concentracións no equilibrio.

Para calcular ''x'', úsase a fórmula para a constante de equilibrio en termos de concentracións:
:<math>K_\mathrm{a} = \frac{[\mathrm{H^+}] [\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}</math>

Substitúense as concentracións cos valores atopados na última fila da táboa ICE:
:<math>K_\mathrm{a} = \frac{x(x+y)}{C_0 - x}</math>

Simplifícase a:
:<math>x^2 + (K_\mathrm{a} +y) x - K_\mathrm{a} C_0 = 0</math>

Con valores específicos para ''C''<sub>0</sub>, ''K''<sub>a</sub> e ''y'' esta ecuación pode resolverse para ''x''. Como o pH&nbsp;=&nbsp;−log<sub>10</sub>[H<sup>+</sup>], o pH pode calcularse como pH&nbsp;=&nbsp;−log<sub>10</sub>(''x''&nbsp;+&nbsp;''y'').

=== Ácidos polipróticos ===
[[Ficheiro:Citric acid speciation.png|miniatura|200 px| Porcentaxe de formación de especies químicas calculadas para unha solución 10 milimolar de ácido cítrico.]]

Os ácidos polipróticos son ácidos que poden peder máis dun protón. A constante de disociación do primeiro protón pode indicarse como ''K''<sub>a1</sub> e as constantes de disociación dos sucesivos protóns como ''K''<sub>a2</sub> etc. O [[ácido cítrico]], H<sub>3</sub>A, é un exemplo de ácido poliprótico, xa que pode perder tres protóns.
:{| class="wikitable"
!Equilibrio!!valor do p''K''<sub>a</sub>
|-
| H<sub>3</sub>A {{eqm}} H<sub>2</sub>A<sup>−</sup> + H<sup>+</sup>
| p''K''<sub>a1</sub> = 3,13
|-
| H<sub>2</sub>A<sup>−</sup> {{eqm}} HA<sup>2−</sup> + H<sup>+</sup>
| p''K''<sub>a2</sub> = 4,76
|-
| HA<sup>2−</sup> {{eqm}} A<sup>3−</sup> + H<sup>+</sup>
| p''K''<sub>a3</sub> = 6,40
|}

Cando a diferenza entre sucesivos valores de p''K''<sub>a</sub> é menor de tres hai solapamento entre os rangos de pH de existencia das especies en equilibrio. Canto menor é a diferenza, maior é o solapamento. No caso do ácido cítrico, o solapamento é amplo e as solucións de ácido cítrico son tamponadas no seu rango completo do pH&nbsp;2,5 ao 7,5.

O cálculo do pH cun ácido poliprótico require realizar uns cálculos de especiación. No caso do ácido cítrico, isto implica a solución das dúas ecuacións de equilibrio de masas seguintes

:<math> C_\mathrm{A} = [\mathrm{A^{3-}}]+\beta_1 [\mathrm{A^{3-}}][\mathrm{H^+}] +\beta_2 [\mathrm{A^{3-}}][\mathrm{H^+}]^2 +\beta_3 [\mathrm{A^{3-}}][\mathrm{H^+}]^3</math>

:<math> C_\mathrm{H} = [\mathrm{H^+}]+ \beta_1  [\mathrm{A^{3-}}][\mathrm{H^+}]+ 2\beta_2  [\mathrm{A^{3-}}][\mathrm{H^+}]^2+ 3\beta_3  [\mathrm{A^{3-}}][\mathrm{H^+}]^3  -K_\mathrm{w}[\mathrm{H^+}]^{-1}</math>

''C''<sub>A</sub> é a concentración analítica do ácido, ''C''<sub>H</sub> é a concentración analítica dos ións hidróxeno engadidos, ''β<sub>q</sub>'' son as constantes de asociación acumulativas
:<math>\log \beta_1=\mathrm{p}K_\mathrm{a3}, \quad \log \beta_2=\mathrm{p}K_\mathrm{a2}+ \mathrm{p}K_\mathrm{a3},\quad \log \beta_3=\mathrm{p}K_\mathrm{a1}+ \mathrm{p}K_\mathrm{a2}+ \mathrm{p}K_\mathrm{a3}  </math>

''K''<sub>w</sub> é a constante de [[autoionización da auga]]. Hai dúas ecuacións simultáneas non lineares en dúas cantidades descoñecidas [A<sup>3−</sup>] e [H<sup>+</sup>]. Disponse de moitos programas informáticos para facer este cálculo. O diagrama de especiación do ácido crítico obtívoe usando o programa HySS.<ref>{{Cita publicación periódica | last1 = Alderighi | first1 = L. | last2 =Gans  | first2 = P. | last3 = Ienco | first3 = A. | last4 = Peters | first4 = D. | last5 = Sabatini | first5 = A. | last6 = Vacca| first6 = A.  | year = 1999 | title = Hyperquad simulation and speciation (HySS): a utility program for the investigation of equilibria involving soluble and partially soluble species | journal = Coordination Chemistry Reviews | volume = 184 | issue = 1 | pages = 311–318 | doi = 10.1016/S0010-8545(98)00260-4 | url = http://www.hyperquad.co.uk/hyss.htm}}</ref>

== Notas ==
{{listaref}}

== Véxase tamén ==
=== Ligazóns externas ===
*{{Cita web|title=Biological buffers |url=http://www.reachdevices.com/Protein/BiologicalBuffers.html |publisher=REACH Devices}}
* [https://web.archive.org/web/20091014144942/http://www.popproperty.net/PopularTools/PHBuffer1.aspx Calculador on line do pH de tampóns]
* [http://www.cnr.berkeley.edu/soilmicro/methods/phosphate%20buffer.pdf Tampón fosfato] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20130123185036/http://www.cnr.berkeley.edu/soilmicro/methods/phosphate%20buffer.pdf |date=23 de xaneiro de 2013 }}

{{Control de autoridades}}

[[Categoría:Química]]