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
--------------------------

A titración simulada dunha solución acidificada dun ácido débil (p*K*a = 4,7) cun álcali.
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 = 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 = p*K*a ± 1, centrada no pH = 4,7, onde [HA] = [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:

{\displaystyle \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

{\displaystyle {\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)}
A capacidade de tamponamento dunha solución 0,1 M dun ácido con p*K*a de 7
onde *C*A é a concentración analítica do ácido. O pH defínese como o −log10[H+]. Esta ecuación mostra que hai tres rexións de aumento da capacidade de tamponamento.

1. A p[H+] moi baixo o termo [H+] do denominador predomina e a capacidade de tamponamento elévase exponencialmente coa diminución do pH.
2. A capacidade de tamponamento dun axente de tamponamento chega a un máximo local cando p[H+] = p*K*a. Cae ao 33% do valor máximo a p[H+] = p*K*a ± 1 e ao 10% a p[H+] = p*K*a ± 1.5. Por esta razón o intervalo útil é aproximadamente p*K*a ± 1. A capacidade de tamponamento é proporcional á concentración do axente amortecedor, *C*A, polo que as solucións diluídas teñen pouca capacidade de tamponamento.
3. A p[H+] 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+] do numerador; [H+]=10−pH.

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 encimas 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 desnaturalizarse. En moitos casos a desnaturalización pode eliminar permanentemente a actividade catalítica.

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 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 7,4.

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

### Axentes tampón simples

| Axente tamponador | p*K*a | Intervalo de pH útil |
| --- | --- | --- |
| Ácido cítrico | 3,13, 4,76, 6,40 | 2,1–7,4 |
| Ácido acético | 4,8 | 3,8–5,8 |
| KH2PO4 | 7,2 | 6,2–8,2 |
| 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*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 3 ao 8.

| 0,2 M Na2HPO4 (mL) | 0,1 M ácido cítrico (mL) | pH |
| --- | --- | --- |
| 20,55 | 79,45 | 3,0 |
| 38,55 | 61,45 | 4,0 |
| 51,50 | 48,50 | 5,0 |
| 63,15 | 36,85 | 6,0 |
| 82,35 | 17,65 | 7,0 |
| 97,25 | 2,75 | 8,0 |

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. 

| Nome común | Estrutura | p*K*aa 25 °C | Efecto da temperatura*d*pH/*dT* (K−1) | Pesomolecular |
| --- | --- | --- | --- | --- |
| TAPS |  | 8,43 | −0,018 | 243,3 |
| Bicina |  | 8,35 | −0,018 | 163,2 |
| Tris |  | 8,06 | −0,028 | 121,14 |
| Tricina |  | 8,05 | −0,021 | 179,2 |
| TAPSO |  | 7,635 |  | 259,3 |
| HEPES |  | 7,48 | −0,014 | 238,3 |
| TES |  | 7,40 | −0,020 | 229,20 |
| MOPS |  | 7,20 | −0,015 | 209,3 |
| PIPES |  | 6,76 | −0,008 | 302,4 |
| Cacodilato |  | 6,27 |  | 138,0 |
| MES |  | 6,15 | −0,011 | 195,2 |
|

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".

Táboa ICE para ácidos monopróticos|  | [HA] | [A−] | [H+] |
| --- | --- | --- | --- |
| I | *C*0 | 0 | *y* |
| C | −*x* | *x* | *x* |
| E | *C*0 − *x* | *x* | *x* + *y* |

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:

{\displaystyle K\_{\mathrm {a} }={\frac {[\mathrm {H^{+}} ][\mathrm {A^{-}} ]}{[\mathrm {HA} ]}}}
Substitúense as concentracións cos valores atopados na última fila da táboa ICE:

{\displaystyle K\_{\mathrm {a} }={\frac {x(x+y)}{C\_{0}-x}}}
Simplifícase a:

{\displaystyle 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 = −log10[H+], o pH pode calcularse como pH = −log10(*x* + *y*).

### Ácidos polipróticos

 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.

| Equilibrio | valor do p*K*a |
| --- | --- |
| H3A ⇌ H2A− + H+ | p*K*a1 = 3,13 |
| H2A− ⇌ HA2− + H+ | p*K*a2 = 4,76 |
| HA2− ⇌ A3− + H+ | p*K*a3 = 6,40 |

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 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

{\displaystyle 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}}
{\displaystyle 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

{\displaystyle \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
-----

1. ↑  BUSCatermos Solución tampón
2. ↑  BUSCatermos sistema amortecedor. Diccionario galego de termos médicos. Santiago de Compostela, Xunta de Galicia, 2002
3. ↑  Butler, J. N. (1964). *Ionic Equilibrium: A Mathematical Approach*. Addison-Wesley. p. 151.
4. 1 2  Hulanicki, A. (1987). *Reactions of acids and bases in analytical chemistry*. Traducido por Masson, Mary R. Horwood. ISBN 0-85312-330-6.
5. ↑  Scorpio, R. (2000). *Fundamentals of Acids, Bases, Buffers & Their Application to Biochemical Systems*. ISBN 0-7872-7374-0.
6. ↑  McIlvaine, T. C. (1921). "A buffer solution for colorimetric comparaison" (PDF). *J. Biol. Chem.* **49** (1): 183–186.
7. ↑  Mendham, J.; Denny, R. C.; Barnes, J. D.; Thomas, M. (2000). "Appendix 5". *Vogel's textbook of quantitative chemical analysis* (5th ed.). Harlow: Pearson Education. ISBN 0-582-22628-7.
8. ↑  Carmody, Walter R. (1961). "Easily prepared wide range buffer series". *J. Chem. Educ.* **38** (11): 559–560. Bibcode:1961JChEd..38..559C. doi:10.1021/ed038p559.
9. ↑  "Buffer Reference Center". Sigma-Aldrich. Consultado o 2009-04-17.
10. ↑  Alderighi, L.; Gans, P.; Ienco, A.; Peters, D.; Sabatini, A.; Vacca, A. (1999). "Hyperquad simulation and speciation (HySS): a utility program for the investigation of equilibria involving soluble and partially soluble species". *Coordination Chemistry Reviews* **184** (1): 311–318. doi:10.1016/S0010-8545(98)00260-4.

Véxase tamén
------------

### Ligazóns externas

* "Biological buffers". REACH Devices.
* Calculador on line do pH de tampóns
* Tampón fosfato

|  |  |
| --- | --- |
| Control de autoridades | 
* Wd: Q208465
* BRE: 1891289
* EBID: ID
* MAG: 2778117296

 |

|  |  |
| --- | --- |
| Identificadores | 
* MeSH: D002021
* MeSH: D27.720.470.280

 |