Soluciones Buffer (Henderson-Hasselbalch)

Análisis y diseño de soluciones amortiguadoras · pH = pKa + log([A⁻]/[HA])

Modo de operación

Sistema buffer

Fosfato Monosódico / Disódico

pKa: 7.2(25 °C)
MW ácido: 119.98 g/mol
MW base conjugada: 141.96 g/mol

Parámetros

Concentración de ácido [HA]

Concentración molar del ácido débil

0.0012

Concentración de base conjugada [A⁻]

Concentración molar de la base conjugada

0.0012

Volumen total

Volumen de la solución a preparar

110000

Resultados

pH del buffer

7.2

Capacidad amortiguadora (β)

0.1152

mol/(L·pH)

Masa de ácido

1.2

Masa de base conjugada

1.42

Detalle del equilibrio

Ratio [A⁻]/[HA]: 1
Fracción ácida (αₕₐ): 0.5
Fracción básica (αₐ₋): 0.5

Indicador compatible

Azul de Bromotimol

Rango: 6–7.6 · pK_In 7.3

Capacidad Amortiguadora y Fracciones de Especies

Capacidad β

α(HA)

α(A⁻)

Nota: El gráfico representa el aporte específico del sistema buffer. El resultado numérico superior refleja la capacidad total, incluyendo el efecto de la autoionización del agua.

Fundamentos y Explicación

¿Qué es una solución buffer?

Una solución buffer (o amortiguadora) es una mezcla acuosa que resiste cambios de pH al agregar pequeñas cantidades de ácido o base. Se compone de un ácido débil (HA) y su base conjugada (A⁻), o viceversa. Son esenciales en bioquímica, biología celular y química analítica para mantener condiciones de pH controladas.

Ecuación de Henderson-Hasselbalch

\text{pH} = \text{p}K_a + \log_{10}\!\left(\frac{[A^-]}{[HA]}\right)

Derivada directamente del equilibrio de disociación ácida ( $K_a = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]}$ ), esta ecuación relaciona el pH con las concentraciones del ácido débil y su base conjugada. Es válida cuando las concentraciones son mucho mayores que $K_a$ y la autoionización del agua es despreciable.

Supuestos de validez: la ecuación asume equilibrio termodinámico, fuerza iónica baja (actividades ≈ concentraciones) y que no hay reacciones secundarias. Para ácidos polipróticos (ej. cítrico), solo modela un equilibrio a la vez y los resultados son aproximados [3].

Capacidad amortiguadora (β) — Ecuación de Van Slyke

\beta = 2{,}303 \left( \frac{C \cdot K_a [H^+]}{(K_a + [H^+])^2} + \frac{K_w}{[H^+]} + [H^+] \right)

La capacidad amortiguadora cuantifica la resistencia del buffer a cambios de pH. El primer término representa la contribución del par conjugado, que alcanza su máximo cuando $\text{pH} = \text{p}K_a$ (donde $[HA] = [A^-]$ ). Los términos $K_w/[H^+]$ y $[H^+]$ representan la autoionización del agua, relevante solo a pH extremos (< 2 o > 12).

En esta calculadora: el gráfico muestra únicamente la capacidad del par conjugado (campana simétrica), mientras que el valor numérico de β reportado en los resultados incluye la ecuación completa de Van Slyke con los términos de autoionización del agua.

Fracciones de especies (α)

\alpha_{HA} = \frac{[H^+]}{K_a + [H^+]}

\alpha_{A^-} = \frac{K_a}{K_a + [H^+]}

Las fracciones molares describen la proporción relativa de cada especie a un pH dado. Las curvas sigmoideas se cruzan exactamente en $\text{pH} = \text{p}K_a$ , donde ambas fracciones valen 0.5. El gráfico de la calculadora superpone β y α para visualizar simultáneamente la capacidad y la composición del buffer.

Modos de la calculadora

Modo Análisis

Ingresa concentraciones conocidas de [HA] y [A⁻] para obtener el pH resultante, la capacidad β y las masas necesarias para un volumen dado.

Modo Diseño

Define un pH objetivo y la concentración total C. La calculadora resuelve la Henderson-Hasselbalch inversa para determinar [HA] y [A⁻], y convierte a gramos: $m = [\text{especie}] \cdot V \cdot MW$ .

Diseño práctico de buffers

Regla de oro:

Elegir un sistema cuyo $\text{p}K_a$ esté dentro de ±1 unidad del pH deseado. Fuera de este rango, la capacidad amortiguadora cae rápidamente [1].

Seleccionar el sistema buffer según el rango de pH.
Definir pH objetivo y concentración total C.
Calcular $[A^-]$ y $[HA]$ con Henderson-Hasselbalch inversa.
Convertir a gramos: $m = [\text{especie}] \cdot V \cdot MW$
Verificar que $\beta$ sea aceptable para la aplicación.

Condiciones estándar

T = 25 °C (298.15 K)

K_w = 1.0 × 10^-14

Fuerza iónica: baja

Solvente: agua pura

Rango efectivo

pH óptimo: pKa ± 1

β máxima: pH = pKa

Ratio útil: 0.1 – 10

[A⁻]/[HA] = 1 en pKa

Referencias Académicas

[1] Atkins, P. & de Paula, J. (2018). Atkins' Physical Chemistry (11th ed.). Oxford University Press. Cap. 6: Chemical Equilibrium.
[2] Van Slyke, D. D. (1922). On the measurement of buffer values and on the relationship of buffer value to the dissociation constant of the buffer and the concentration and reaction of the buffer solution. J. Biol. Chem. 52, 525–570. doi.org/10.1016/S0021-9258(18)85845-8
[3] Po, H. N. & Senozan, N. M. (2001). The Henderson-Hasselbalch Equation: Its History and Limitations. J. Chem. Educ. 78(11), 1499. doi.org/10.1021/ed078p1499
[4] Good, N. E. et al. (1966). Hydrogen Ion Buffers for Biological Research. Biochemistry 5(2), 467–477. doi.org/10.1021/bi00866a011
[5] CRC Handbook of Chemistry and Physics (104th ed., 2023–2024). CRC Press / Taylor & Francis. Tablas de constantes de disociación.

También te puede interesar:

Titulación Monoprótica Soluciones y Reactivos Comerciales