Dissolució amortidoraUna dissolució o solució amortidora és una solució química que es fa servir per mantenir un pH constant en una solució. Aquesta solució es fa servir habitualment en laboratoris quan es realitzen experiments que requereixen un pH específic, ja que evita que el pH de la solució canviï en cas que s'hi afegeixi una substància amb un pH diferent. També són utilitzades en altres àmbits, com per exemple, a la indústria alimentària, per mantenir el pH dels aliments en un nivell específic. Les dissolucions amortidores, també anomenades dissolucions tampó, estan formades per un àcid dèbil i una de les seves sals, o per una base dèbil i una de les seves sals. Són un cas de l'efecte de l'ió comú. Un exemple de dissolució amortidora és la formada per àcid acètic i acetat de sodi. En dissoldre aquests dos electròlits es produeixen les següents reaccions: La primera reacció és un equilibri químic amb una constant d'equilibri que ve donada per la relació de concentracions a l'equilibri: La segona reacció és una dissolució d'un electròlit que es dissocia completament no quedant acetat de sodi sense dissoldre's. Suposem un amortidor constituït per àcid acètic (àcid feble) i acetat de sodi (sal d'àcid feble i base forta), en aquest cas l'ió comú és l'acetat. En aquest sistema: 1.- L'àcid estarà parcialment dissociat segons l'equació: Aplicant la llei d'acció de masses:
3.- La presència conjunta de la sal i l'àcid fa disminuir l'acidesa lliure, és a dir, l'àcid acètic (AcH) estarà molt poc dissociat i la [AcH] en l'equilibri serà pràcticament la concentració inicial del sistema. 4.- Com l'AcH està molt poc dissociat, la [Ac-] en el sistema serà la concentració de sal que hi ha en el sistema. Si a aquest sistema afegim un àcid fort com l'HCl, es produeix un augment instantani de la [H+ ], i l'equilibri es desplaça cap a l'esquerra, formant-se AcH fins a recuperar-se pràcticament la [AcH] inicial. A més, els ions acetat procedents de la sal es poden combinar amb els H+ procedents de l'HCl per a formar més AcH. La reacció podria representar-se així: En resum, el sistema amortidor ha destruït l'àcid fort, generant en el seu lloc una quantitat equivalent d'àcid feble. Càlcul del pH. Equació de Henderson-HasselbalchEl càlcul del pH precisa conèixer les concentracions de les molècules de l'àcid sense dissociar i, també, dels anions acetat en la dissolució, a l'equilibri. La introducció de la base conjugada de l'àcid, Ac-, mitjançant l'addició de la sal (acetat de sodi), disminueix la dissociació de l'àcid, decreixent el seu grau de dissociació, α, i resultant així, negligible la quantitat d'àcid dissociat enfront de la seva concentració total, ca, o concentració inicial. Es pot escriure, doncs: Per un altre costat, si bé la hidròlisi de l'acetat tendeix a augmentar la concentració de l'àcid, aquest equilibri està desplaçat cap a l'esquerra per la presència de l'àcid que disminueix la hidròlisi de la sal. Per a la concentració d'anions Ac- poden fer-se consideracions anàlogues; aquesta concentració és, a la pràctica, igual a la de la sal dissolta inicialment, cb,. Així, la sal està totalment ionitzada i la disminució d'aquesta concentració per causa de la hidròlisi és molt baixa en presència d'àcid, al mateix temps que l'augment per efecte de la dissociació de l'àcid en excés d'acetat és negligible, i en conseqüència: Aïllant la concentració de cations oxoni i posant aquestes aproximacions tenim: si aplicam logaritmes i canviam el signe a l'esquerra tindrem el pH: I finalment s'obté l'equació de Henderson-Hasselbalch:[1] Aquesta expressió, si bé només aproximada, resulta molt útil per comprovar les propietats de les dissolucions amortidores.
Dissolucions amortidores en sistemes biològicsLes reaccions químiques tant en plantes com en animals són sovint molt sensibles als canvis de pH, ja que es modifiquen equilibris químics crítics o es modifiquen velocitats de reacció. Normalment els canvis de pH no ocorren en els organismes sans, ja que els líquids corporals estan esmorteïts. Moltes biomolècules només toleren fluctuacions mínimes en el pH. Per això el pH del citosol o de la sang es manté constant gràcies als tampons. La funció d'aquests tampons és la de resistir els canvis de pH quan s'hi afegeixen quantitats d'àcid o base. La seva funció és molt important en els sistemes químics i biològics i en els processos que requereixen un cert valor de pH que sigui modificable amb facilitat. Quan el pH de la dissolució és igual al pKa, on el tampó posseeix la màxima capacitat amortidora, els àcids i les bases conjugades es troben en la mateixa concentració, ambdós poden capturar ions H+ o OH- que es regeneren, mantenint així el valor del pH constant. Per exemple, la sang humana es troba amortida per un sistema de diversos equilibris entre els quals destaquen:
En aquest cas el valor del pKa no és favorable (6,1), però té gran importància perquè per causa de la respiració és més eficaç del que es podria esperar. La concentració d'hidrogenocarbonat, HCO₃-, a la sang és elevada degut a la pressió parcial del diòxid de carboni, CO₂, gas (40 mm de Hg), i es manté una concentració d'hidrogenocarbonat de 24 mmol/l, amb una relació [hidrogenocarbonat]/[carbonat] = 20. L'equilibri és:
Aplicacions
Les dissolucions amortidores són àmpliament emprades en la indústria en tots aquells processos en els quals es requereix mantenir el pH dins d'un marge estret de valors per a dur a terme elaboracions de productes. També tenen moltes aplicacions en els laboratoris químics, biològics i clínics. Moltes de les anàlisis que s'hi realitzen en ells s'han de dur a terme a un determinat valor de pH, per la qual cosa s'han d'emprar dissolucions amortidores per aconseguir mantenir el pH desitjat. A la taula adjunta s'hi mostren alguns dels sistemes amortidors emprats. Vegeu tambéReferències
Bibliografia
|
Portal di Ensiklopedia Dunia