Tamponamiento y la ecuación de Henderson-Hasselbalch

Definitions & Key takeaways

The Henderson-Hasselbalch equation is a mathematical expression that is used to predict how much of a given acid or base is required to produce a desired pH in a given solution. The equation is named after British chemists Louis Hodgkin and Frederick Gowland Hopkins, who developed it in 1898, and German chemist Wilhelm Hasselbalch, who published it in 1909. The Henderson-Hasselbalch equation can be expressed as follows:

pH = pKa + log [base]/[acid] The pH is the desired pH of the solution, pKa is the dissociation constant of the acid, [base] is the concentration of the base, and [acid] is the concentration of the acid.

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En todo el cuerpo humano se producen en cada instante billones de reacciones bioquímicas mediadas por enzimas. Las enzimas son tipos de proteínas y, por lo general, son sensibles incluso a los cambios más leves del entorno, en particular a cosas como la concentración de iones hidrógeno.Por este motivo, el pH de la sangre, que corresponde a la concentración de iones hidrógeno, debe mantenerse en un intervalo muy estrecho, entre 7,37 y 7,42.
Si el pH sanguíneo sube o baja más de unas décimas de unidad, puede provocar la muerte. Ahora bien, las células generan ácidos y bases todo el tiempo.
Por ello, el organismo dispone de varios mecanismos para hacer frente a estas moléculas y mantener el pH sanguíneo dentro de los límites normales.
El primer científico que estudió uno de estos mecanismos fue Robert Pitts. Pitts inyectó 150 mEq de ácido clorhídrico HCl a su perro.
Calculó que el cuerpo de su perro contenía un total de 11,4 litros de agua, por lo que, por separado, Pitts puso 150 mEq de ácido clorhídrico HCl en un volumen de 11,4 litros de agua.
El pH de la sangre del perro bajó de 7,44 a 7,14, que es muy bajo, pero no mortal. En el agua, el pH bajó de 7 a 1,84, y eso habría matado al perro al instante.
Basándose en esto, Pitts llegó a la conclusión de que su perro tenía un amortiguador en sus fluidos corporales, y el perro llegó a la conclusión de que ya no podía confiar en Pitts para que cuidara de él.Los amortiguadores fisiológicos evitan que el pH aumente o disminuya con demasiada rapidez.
La razón por la que el cuerpo necesita amortiguadores es que el cuerpo genera ácidos (moléculas que ceden fácilmente sus iones hidrógeno) todo el tiempo.De este modo, el organismo necesita una forma de manejar los iones hidrógeno adicionales que se liberan sin tener un cambio importante en el pH general.Para ello, los amortiguadores suelen ser un ácido débil con su forma de base conjugada o una base débil con su forma de ácido conjugado.
El ácido débil podría simbolizarse como HA, donde A representa moléculas como el flúor o el acetato. Y el hecho de que sea débil significa que tiene un efecto "débil" sobre el pH, porque no se disocia completamente en el agua.
Por ejemplo, si añadiéramos 100 moléculas de HA en 1 ml de agua, solo una pequeña fracción, digamos 5 de las 100 moléculas de HA, se disociarían o descompondrían en hidrógeno H+ y su base conjugada A-: 10 HA ⇄ 9 HA + 1 H+ + 1 A-.
Les gusta mantener este equilibrio. Así que, si eliminamos algunos iones hidrógeno, el HA se disociará y liberará un ion hidrógeno y A-, manteniendo ese equilibrio.
Y si añadimos iones hidrógeno, el A- se unirá a un ion hidrógeno para formar HA.Puesto que mantiene este equilibrio, la llamamos reacción de equilibrio, y HA ⇄ H+ + A-.
Por definición, esta reacción de equilibrio puede avanzar o retroceder en función de las concentraciones de las moléculas, lo que se conoce como principio de Le Chatelier.
Imaginemos que tenemos un depósito de agua que, en un momento dado, tiene iones hidrógeno flotando e iones hidróxido en equilibrio con el agua.
Imagine que añadimos una base fuerte, como el hidróxido sódico NaOH al agua.Como es una base fuerte, el hidróxido de sodio se disociaría casi completamente en iones Na+ sodio e iones OH- hidróxido, y los iones hidróxido se unirían a cualquier ión H+ hidrógeno disponible.
Esta rápida pérdida de hidrógeno aumenta el pH muy rápido.Ahora bien, si hubiera un ácido débil alrededor, a medida que se consumen los iones hidrógeno H+, el ácido débil se disociaría y entrarían más iones hidrógeno H+ en la solución, evitando que el pH aumente tan rápidamente.Las bases débiles también pueden "actuar como amortiguadores".
En el agua, las bases débiles toman algunos iones hidrógeno H+ del agua circundante H2O, dando lugar a su ácido conjugado BH y dejando que los iones hidróxido OH- se liberen, y de nuevo, al igual que con el ácido débil, esto se encuentra en equilibrio de acuerdo con sus concentraciones.
Tomando de nuevo el ejemplo del depósito de agua, si en este caso hay un ácido fuerte, como el cloruro de hidrógeno HCl, se disociará inicialmente en iones hidrógeno H+ y aniones de cloruro Cl-, y el hidrógeno H+ reaccionará con los hidróxidos OH- formando agua H2O.
De este modo, habrá más iones hidrógeno que hidróxido, lo que reducirá el pH y hará que se acidifique rápidamente Cuando el amortiguador está presente, más B- se convertirá en BH y sustituirá a los iones OH-, evitando que el pH descienda demasiado rápido y manteniéndolo relativamente neutro.Ahora, volviendo al amortiguador ácido débil, hay una velocidad de la reacción directa, en la que HA se disocia en H+ y A-, y una velocidad de la reacción inversa, en la que H+ y A- se unen para formar HA.
El equilibrio se alcanza cuando estas dos velocidades son exactamente iguales y las concentraciones de los reactivos son estables.
Para cada amortiguador hay una constante de equilibrio K, que es la relación entre la concentración de H+ multiplicada por la concentración de A-, dividida por la concentración de HA que, como verá, es esencialmente productos sobre reactantes.
Si el valor de K es alto, en el equilibrio se disocia más ácido y hay más productos, o iones hidrógeno, por lo que el ph será más bajo.
[delete]Si reordenamos esta ecuación, podemos resolver la concentración de hidrógeno [H+].Podemos tomar entonces el log10 negativo de ambos lados, que en realidad es igual a:Y, como el logaritmo negativo de la concentración es igual al pH, la ecuación se convierte en: Que es la ecuación de Henderson-Hasselbalch que todos hemos llegado a conocer y amar.
Esta ecuación nos permite calcular el pH de una solución amortiguadora conociendo el pK del amortiguador, la concentración de la forma base del amortiguador ([A-]) y la concentración de la forma ácida del amortiguador ([HA]).
Además, si [A-] es igual a [HA], entonces obtenemos el logaritmo de 1, que es igual a 0. Esto significa que, cuando [A-] es igual a [HA], el pH es igual al pK del amortiguador.
A partir de ahí, si añadimos más hidrógeno H+ a la solución, entonces la [HA] sube y tenemos el logaritmo de una fracción, que es un número negativo, por lo que el pH baja un poco y es inferior al pK.
Por otro lado, si quitamos el hidrógeno H+ de la solución, entonces la [HA] baja y tenemos el logaritmo de un número mayor que 1 que es un número positivo, por lo que el pH sube un poco y es mayor que el pK.
[delete]Y ahora, un resumen rápido: los amortiguadores son pares de un ácido débil y una forma de base conjugada, que libera iones hidrógeno cuando el pH empieza a subir, o una base débil y una forma de ácido conjugado que fija los iones hidrógeno cuando el pH empieza a descender, por lo que ambos resisten los cambios de pH de los fluidos corporales.
El pH de la solución amortiguada puede calcularse con la ecuación de Henderson-Hasselbach: Gracias por ver el vídeo. Si desea ayudarnos, puede hacer una donación a Patreon o suscribirse a nuestro canal, o recomendarnos a sus amigos en las redes sociales.