Solución tampón

En química, unha **solución tampón**, **sistema amortecedor** 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 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 sistema tampón bicarbonato utilízase para regular o pH do sangue, mentres que no interior da 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 
[miniatura|250px|esquerda|A [titración simulada dunha solución acidificada dun ácido débil (p*K*a&nbsp;=&nbsp;4,7) cun álcali.]]
[miniatura|400px|Adición dun [hidróxido a unha mestura en equilibrio dun ácido débil, HA,  e a súa base conxugada, A− ]]

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−.
:HA  H+ + A−
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*a&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*a&nbsp;±&nbsp;1, centrada no pH&nbsp;=&nbsp;4,7, onde [HA]&nbsp;=&nbsp;[A−]. A concentración de ión hidróxeno diminúe menos do que se esperaría porque a maioría do ión hidróxido engadido se consome na reacción
:OH− + HA → H2O + A−
e só un pouco se consome na reacción de neutralización que é a que tería como resultado un incremento de pH.
:OH− + H+ → H2O

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:

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

onde *dn* é unha cantidade infinitesimal de base engadida e *d*(p[H+]) 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*a, pode expresarse como

:\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) 
miniatura|200px|A capacidade de tamponamento dunha solución 0,1&nbsp;M dun ácido con p*K*a de 7

onde *C*A é a concentración analítica do ácido.

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 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 CO) e bicarbonato (HCO), que mantén o pH entre 7,35 e 7,45. Dentro das células funciona o tampón fosfato.

### Axentes tampón simples 
:
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*a 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*a, 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.
:

Pode facerse unha mestura que conteña ácido cítrico, fosfato de monopotasio, ácido bórico e ácido dietil barbitúrico para cubrir o intervalo de pH do 2,6 ao 12.

Outros tampóns universais son o tampón Carmody e o tampón Britton-Robinson, desenvolvido en 1931.

### Compostos tampón comúns usados en bioloxía 
Para os rangos efectivos ver capacidade de tamponamento, arriba. 

## Cálculo do pH do tampón 
### Ácidos monopróticos 
A expresión do equilibrio é
:HA  A− + H+
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".
:
Na primeira fila, denominada I, indícanse as condicións **i**niciais: a concentración de ácido é *C*0, inicialmente non disociado, polo que a concentración de A− e H+ 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− e H+ 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:
:K_\mathrm{a} = \frac{[\mathrm{H^+}] [\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}

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

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

Con valores específicos para *C*0, *K*a e *y* esta ecuación pode resolverse para *x*. Como o pH&nbsp;=&nbsp;−log10[H+], o pH pode calcularse como pH&nbsp;=&nbsp;−log10(*x*&nbsp;+&nbsp;*y*).

### Ácidos polipróticos 
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*a1 e as constantes de disociación dos sucesivos protóns como *K*a2 etc. O ácido cítrico, H3A, é un exemplo de ácido poliprótico, xa que pode perder tres protóns.
:

Cando a diferenza entre sucesivos valores de p*K*a 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

: 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

: 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}

*C*A é a concentración analítica do ácido, *C*H é a concentración analítica dos ións hidróxeno engadidos, *βq* son as constantes de asociación acumulativas
:\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}  

*K*w é a constante de autoionización da auga. Hai dúas ecuacións simultáneas non lineares en dúas cantidades descoñecidas [A3−] e [H+]. Disponse de moitos programas informáticos para facer este cálculo. O diagrama de especiación do ácido crítico obtívoe usando o programa HySS.

## Notas 
## Véxase tamén 
### Ligazóns externas 
*
* Calculador on line do pH de tampóns
* Tampón fosfato