Tampón químico

Para otros usos de este término, véase Tampón.

Un tampón, disolución amortiguadora o disolución reguladora es una mezcla en concentraciones relativamente elevadas de un ácido y su base conjugada, es decir, sales hidrolíticamente activas. Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes. Este hecho es de vital importancia en diversos contextos en donde es necesario mantener el pH en un umbral estrecho, por ejemplo, con un leve cambio en la concentración de hidrogeniones en la célula se puede producir un paro en la actividad de las enzimas.

Se puede entender esta propiedad como consecuencia del efecto ion común y las diferentes constantes de acidez o basicidad: una pequeña cantidad de ácido o base desplaza levemente el equilibrio ácido-base débil, lo cual tiene una consecuencia menor sobre el pH.^[1]​

Cada sistema tampón tiene su propio rango efectivo de pH, el cual dependerá de la constante de equilibrio del ácido o base empleado. Son importantes en el laboratorio y en la industria, y también en la química de la vida. Tampones típicos son el par amoníaco-catión amonio, ácido acético-anión acetato, anión carbonato-anión bicarbonato, ácido cítrico-anión citrato o alguno de los pares en la disociación del ácido fosfórico.

Mecanismo de actuación de las soluciones tampón

Para poder entender con claridad el mecanismo que utiliza el organismo para evitar cambios significativos de pH, pondremos un ejemplo de actuación del tampón de más importancia en el organismo, el equilibrio de ácido carbónico (H₂CO₃) y bicarbonato (HCO₃-), presente en el líquido intracelular y en la sangre.

Como producto del metabolismo se produce CO₂ que al reaccionar con las moléculas de agua produce ácido carbónico, un compuesto inestable que se disocia parcialmente y pasa a ser bicarbonato según el siguiente equilibrio:

CO₂ + H₂O ${\displaystyle \rightleftharpoons \,\!}$  H₂CO₃ ${\displaystyle \rightleftharpoons \,\!}$  HCO₃- + H+

Entonces, el bicarbonato resultante se combina con los cationes libres presentes en la célula, como el sodio, formando así bicarbonato sódico (NaHCO₃), que actuará como tampón ácido. Supongamos que entra en la célula un ácido fuerte, por ejemplo, ácido clorhídrico (HCl):

HCl + NaHCO₃ → NaCl + CO₂ + H₂O

Como se puede ver en la anterior reacción, el efecto ácido clorhídrico queda neutralizado por el bicarbonato de sodio y resultan como productos sustancias que no provocan cambios en el pH celular y lo mantienen en su valor normal, que es 7,4.

Cálculo del pH de disoluciones tampón

Frecuentemente se utiliza la ecuación de Henderson-Hasselbalch para el cálculo del pH en soluciones reguladoras. Sin embargo, debe aclararse que esta ecuación no es aplicable en todos los casos, ya que para su deducción se realiza una serie de suposiciones. Esta ecuación suele proporcionar resultados incorrectos cuando las concentraciones del ácido y su base conjugada (o de la base y su ácido conjugado) son bajas. Para el cálculo del pH, se debe saber el pK_a del ácido y la relación entre la concentración de sal y ácido, como se observa a continuación

${\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{\rm {a}}+\log \left({\frac {[S]}{[A]}}\right)}$ 

Recordemos que el pK_a de un ácido débil se obtiene a partir de su constante de acidez (K_a) y es específico para cada ácido.

Supongamos que disponemos de una determinada cantidad de un ácido débil, por ejemplo, ácido láctico de concentración 10 mM. Sabemos, que la concentración de su sal conjugada, el lactato, es de 2 mM y que el pK_a ácido del ácido láctico és 3,86. Por tanto, podemos calcular el pH del ácido láctico en una solución acuosa sin ningún tipo de sistema tamponador con la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

CH₃-CHOH-COOH ${\displaystyle \rightleftharpoons \,\!}$  CH₃-CHOH-COO- + H+

pH = 3,86 + log (2 mM/ 10mM) = 3,86 - 0,7 = 3,16

Por tanto, el pH de una solución acuosa de ácido láctico de concentración 10 mM, sin la intervención de ningún tampón es 3,16. Es decir que si esto se produjese en el líquido intracelular y no existieran las soluciones amortiguadoras su pH estándar de 7,4 bajaría bruscamente hasta 3,16. Sin embargo, esto no ocurre en nuestro organismo gracias a los tampones químicos.

Si reflexionamos sobre la ecuación de Henderson-Hasselbalch se deduce que el pH del sistema amortiguador depende de la proporción relativa entre sal y ácido, y no de sus concentraciones absolutas. Es decir que si vamos añadiendo agua al sistema variarán las concentraciones absolutas de cada sustancia, pero no su cociente de concentraciones. No obstante, si la dilución es muy grande, el equilibrio del ácido y su sal conjugada se desplaza hacia los productos y, por tanto, aumenta la sal y disminuye el ácido, entonces el cociente sal/ácido aumenta muy significativamente.

Supongamos ahora que añadimos una solución amortiguadora de bicarbonato de potasio (KHCO₃) y una cantidad grande de agua a la anterior solución de ácido láctico anterior de 10 mM, suficiente para que se rompa el equilibrio de concentraciones del ácido y su sal conjugada. En consecuencia, la concentración de ácido láctico disminuye a 0,1 mM y la concentración de lactato de potasio aumenta a 200 mM. Calculemos el pH de la nueva solución:

CH₃-CHOH-COOH + KHCO₃ → CH₃-CHOH-COOK + CO₂ + H₂O

pH = 3,86 + log (200 mM/ 0,1 mM) = 3,86 + 3,3 = 7,16

Es decir que partiendo de una solución de ácido láctico inicial de concentración 10 mM y pH = 3,16 (ácido) ésta ha acabado transformándose en una solución de ácido láctico de concentración 0,1 mM y pH = 7,16 (neutro) gracias a la intervención de un tampón químico, en este caso, el bicarbonato de potasio. Así es como el organismo consigue mantener su pH alrededor de 7,4, a pesar de que entren sustancias ácidas o básicas en el cuerpo.

Sistemas tampón fisiológicos

Niveles de pH en el cuerpo humano

Muchas biomoléculas actúan a un determinado valor de pH y sólo toleran fluctuaciones mínimas en él. Dado el bajo grado de ionización del agua (H₂O), cuando añadimos en ésta una pequeña cantidad de ácido o de base, el pH varía en mucha cantidad, llegando a niveles de pH en los cuales las biomoléculas no podrían cumplir sus funciones. Por esta razón los líquidos fisiológicos contienen tampones que, a diferencia del agua, mantienen el pH constante.

Los tampones mantienen la cantidad de ácidos y de bases en equilibrio en un determinado pH en el cual la actividad biológica de las proteínas, hormonas, enzimas, bombas de iones... sea óptima. En humanos, los valores compatibles con el mantenimiento de funciones vitales son de pH entre 6,8 y 7,8; siendo el intervalo de 7,35 a 7,45 el de normalidad.

En concreto, podemos decir que cada líquido fisiológico tiene un nivel característico normal de pH:

• Sangre arterial: pH = 7,4
• Sangre venosa: pH = 7,35
• Líquido intersticial: pH = 7,35
• Líquido intracelular: pH ∈ [6 , 7,4]
• Orina: pH ∈ [4,5 , 8]
• HCl gástrico: pH = 0,8

Los tampones son los primeros responsables de mantener estos niveles de pH constantes aunque en el organismo se produzcan altas cantidades de ácidos debido al metabolismo. Así, los tampones son el primer nivel de defensa contra los cambios de pH. También contribuyen al equilibrio la regulación respiratoria (segunda línea de defensa) y la regulación renal (tercera línea de defensa).

Cuando hay alteraciones debidas a enfermedades de los riñones, pulmones o por diabetes mellitus, el pH se ve alterado y se padece acidosis (pH < 7,37) o alcalosis (pH > 7,43).

Las causas principales de acidosis son: insuficiencia renal, acidosis tubulorrenal, cetoacidosis diabética, acidosis láctica, sustáncias tóxicas (etilenglicol, salicilato (en sobredosis), metanol, paraldehido, acetazolamida o cloruro de amonio. Las causas principales de alcalosis son: uso de diuréticos (tiacidas, furosemida, ácido etacrínico), pérdida de ácido causada por vómitos o aspiración del contenido del estómago, glándulas suprarrenales hiperactivas (síndrome de Cushing o utilitazación de corticosteroides).

Estas alteraciones pueden rendir su efecto en la primera, la segunda o la tercera línea de defensa; impidiendo así el funcionamiento de todos los mecanismos complejos que mantienen los niveles de pH a niveles adecuados.

Sistemas tampón en el organismo

Existen tampones de gran importancia en el organismo:

Inorgánicos:

Tampón bicarbonato:

CO₂ + H₂O ${\displaystyle \rightleftharpoons \,\!}$  H₂CO₃ ${\displaystyle \rightleftharpoons \,\!}$  HCO₃ - + H+

Tampón fosfato:

H₂PO₄- ${\displaystyle \rightleftharpoons \,\!}$  HPO₄^2- + H+

Orgánicos:

Tampón hemoglobina:

HHbO₂ ${\displaystyle \rightleftharpoons \,\!}$  HbO₂^- / HbH ${\displaystyle \rightleftharpoons \,\!}$  Hb^- + H+

Aminoácidos y proteínas

Tampón bicarbonato

Tal y como se ha comentado anteriormente, el tampón bicarbonato está compuesto por ácido carbónico (H₂CO₃) y bicarbonato (HCO₃^-) y el valor de su pK_a es de 6,1. Es el tampón más importante de la sangre (pH = 7,4), representa el 75 % de la capacidad buffer total de la sangre. También está presente en el líquido intersticial. Es un tampón muy eficaz porque la relación HCO₃^-/ H₂CO₃ es muy alta, lo que supone una alta capacidad para amortiguar los ácidos. Supone una ventaja el hecho que se trata de un sistema abierto ya que el CO₂ puede ser eliminado en la respiración muy rápidamente, los H⁺ se pueden eliminar por vía renal y el HCO₃^- puede reemplazarse en la orina. En realidad, este tampón está compuesto por dos equilibrios, pues el ácido carbónico forma CO₂, generando una molécula de H₂O.

${\displaystyle {\begin{array}{c}\\{\mathsf {CO_{2}\ {\ce {<->}}\ CO_{2}\ {\ce {<->[+H_2O][-H_2O]}}\ H_{2}CO_{3}\ {\ce {<->}}\ HCO_{3}^{-}\ +\ H^{+}}}\end{array}}}$ 

Cuando el pH disminuye, el bicarbonato toma los protones libres. Así, el equilibrio se desplaza hacia el H₂CO₃, que a su vez, mediante la reacción catalizada por la anhidrasa carbónica (glóbulos rojos), cede una molécula de H₂O y se convierte en CO₂, el cual se elimina a través de los pulmones. Por el contrario, si el pH de la sangre aumenta, se forma HCO₃^- a partir de H₂CO₃, lo que conduce a mayor captación de CO₂. Las concentraciones de HCO₃^- y de H⁺ también se pueden controlar por mecanismos fisiológicos a nivel renal. El riñón puede eliminar protones uniéndolos a amoníacos o fosfatos y mantiene la concentración de bicarbonato mediante reabsorción o regeneración del mismo.

La suma de las formas sal y ácido se llama reserva alcalina. En condiciones normales, esta suma tiene el valor 25,2 mEq de CO₂ por litro. Como a pH sanguíneo (pH = 7,4), la proporción entre la forma sal y ácido es de 20, resulta que [HCO₃^-] = 24 mEq/L y [CO₂] = 1,2 mEq/L.

Así, es importante tener en cuenta que el cuerpo necesita más bicarbonato que no ácido carbónico porque el metabolismo produce más ácidos que bases.

Tampón fosfato

El tampón fosfato está compuesto por el hidrógeno fosfato (HPO₄^2-) y el dihidrógeno fosfato (H₂PO₄^-). Actúa en el plasma y el líquido intersticial. Este tampón tiene un pK_a de 6,8, el cual está mucho más cerca del pH plasmático. Esto significaría que este tampón tendría que ser más útil que el anterior, pero no es así ya que se encuentra en concentraciones menores en sangre y la eliminación del fosfato es mucho más lenta, por vía renal.

${\displaystyle {\ce {\mathsf {HPO4^{-2}<->H2PO4^{-}}}}}$ 

A pH fisiológico de 7,4, la relación HPO₄⁻²/ H₂PO₄^- es igual a 4. Así, se trata de un sistema eficaz para amortiguar ácidos. Como hemos dicho, a nivel sanguíneo, el tampón bicarbonato resulta más útil que el tampón fosfato ya que este último se encuentra en concentraciones bajas. Ahora bien, a nivel intracelular, el tampón fosfato tiene concentraciones elevadas y es más eficiente

Tampón hemoglobina

La hemoglobina es una proteína globular multimérica que dispone de cuatro puntos de unión a ligandos cuyas propiedades de unión están reguladas alostéricamente. La función principal de la hemoglobina es el transporte de dioxígeno por la sangre.

Referente a su estructura, se trata de un heterotetrámero y consta de dos pares de cadenas polipeptídicas diferentes. Cada una de las cadenas lleva un hemo como grupo prostético, donde se unen las moléculas de O₂, por lo que una hemoglobina puede unir como máximo cuatro moléculas de O₂.

La captación de O₂ se ve afectada, entre otros factores, por los H⁺ y el CO₂. Algunos factores favorecen el estado T, en el cual la proteína no tiene O₂ unidos, y otros favorecen el estado R, en el cual la hemoglobina tiene unidas moléculas de O₂. Este fenómeno se denomina efecto Bohr. Es muy positivo para remarcar la diferencia entre las distintas afinidades para el O₂; la cual es esencial para que cumpla su función de transporte.

Cuando el CO₂ forma ácido carbónico y protones, los protones estabilizan el estado T, de descarga de O₂. Así, en los capilares periféricos, dónde encontramos CO₂, la hemoglobina cede las moléculas de O₂. En los capilares de los alvéolos pulmonares se invierte este efecto.

Así, cuando se unen H⁺ a la hemoglobina, se produce un efecto en el equilibrio del tampón bicarbonato ya que se induce la formación de bicarbonato.

Es un tampón fisiológico muy eficiente gracias al cambio de su pK cuando pasa de la forma oxidada (pK = 7.16) a la reducida (pK = 7.71) y a la gran cantidad que hay en la sangre.

Aminoácidos y proteínas

Los aminoácidos tienen carácter anfótero, es decir, pueden ceder protones y también captarlos. Esto es así gracias a dos de los radicales iones comunes en todos los aminoácidos: el grupo amino (NH₂) y el grupo carboxilo (COOH). Estos radicales, al estar en contacto con el agua, se presentan ionizados o protonados; actuando los dos como donantes o aceptores de protones.

En pH ácidos:

• El NH₂ capta un protón: NH₃⁺ (el pK_a para este ion es 9)

En pH básicos:

• El COOH pierde un protón: COO^- (el pK_a para este ion es 2)

En el punto de pK_a del grupo amino existe el 50 % de iones amino protonados (NH₃⁺) y el otro 50 % de radicales amino desprotonados (NH₂). En este punto, la variación de pH, si adicionamos NaOH a la disolución, es mínima. Por lo tanto, en este punto la capacidad amortiguadora es máxima.

En el punto de pK_a para el grupo carboxilo existe el 50 % de iones carboxilo protonados (COOH) y el otro 50 % de iones carboxilo desprotonados (COO^-). En este nivel de pH el aminoácido también es buen amortiguador.

En el punto isoeléctrico de los aminoácidos sin cadena radical ácida o básica se encuentra a medio camino entre el pK_a del grupo amino y el pK_a del grupo carboxilo. Y encontramos el aminoácido en su forma zwitterión, con ambos grupos funcionales ionizados: NH₃⁺ y COO^-.

El punto isoeléctrico de los aminoácidos con cadenas protonables es diferente ya que existe un tercer pK_a, que corresponde al valor de pH en el cual el protón de la cadena lateral se disocia.

Así, vemos como esta capacidad para captar y ceder protones convierte a las proteínas y aminoácidos en amortiguadores del pH, actuando como ácidos si están protonados, o como bases, si no lo están.

Muchas proteínas tienen grupos protonables en la cadena radical variable, así cada proteína o aminoácido tiene su punto isoeléctrico y su pK_a característico para cada grupo protonable del radical variable.

Los pK_a pueden verse afectados por radicales próximos y así, puede variar calidad amortiguadora de los aminoácidos según radicales de su entorno. Por ejemplo, la histidina, próxima al grupo hemo en la hemoglobina, tiene pK muy diferentes según si está unida al oxígeno o no.

Cuando los aminoácidos se unen formando péptidos mediante enlaces entre el grupo COOH de un aminoácido y el grupo NH₂ de otro, desaparecen sus propiedades amortiguadoras. Ahora bien, siempre existen los grupos terminales y también los grupos ionizables de las cadenas laterales de los aminoácidos: ácido aspártico y glutámico, arginina, lisina, histidina, etc. Así, para determinar su capacidad amortiguadora, solamente observaremos los pK.

Aplicaciones industriales de las disoluciones tampón

Como hemos visto las disoluciones tampón son muy útiles para el mantenimiento del pH en sistemas biológicos, como por ejemplo el cuerpo humano, pero sus propiedades van mucho más lejos y son ampliamente usadas en las industrias actuales.

• En la industria agrícola, las disoluciones tampón se usan para la fertirrigación y la agricultura hidropónica (cultivar plantas usando disoluciones minerales y no suelo agrícola). Todas las plantas tienen un intervalo de pH en que las raíces absorben nutrientes de forma idónea. Una variación del pH puede afectar al proceso de absorción de las raíces: disminuyendo la captación de minerales y aumentando la permeabilidad a sustancias tóxicas como el aluminio. A su vez, una variación en el pH afecta a la solubilidad de la mayoría de minerales. Existe un pH idóneo para cada planta dependiendo de su fisiología y de los minerales que requiere, pero, como norma general, podemos decir que precisan un pH ligeramente ácido (5,5-7) salvo excepciones como las habas con pH un tanto básico (7,4-8,1)

• En la industria alimentaria también son de gran importancia los parámetros del pH ya que, por ejemplo, nos indica si la carne es apta para el consumo humano. Si la carne está entre 5,4 y 7,0 de pH, es apta para el consumo, pero a lo largo del tiempo el pH disminuye, hecho que indica que su consumo no es pertinente. En la industria vinícola, se deben de tener muy en cuenta las variaciones de pH en la elaboración del vino. Este debe oscilar entre 2,8 y 3,5, puesto que a pH superior a 3,5 determinadas bacterias pueden atacar el vino y producir variaciones en el sabor.

• Es sin duda alguna en la industria farmacéutica en la que se debe tener un control y conocimiento más exhaustivo del pH, por distintas razones:

1. Primeramente, para el diseño de los medicamentos es necesario saber el pH de la zona del cuerpo en la que trabajará el fármaco, pues si bajo ese pH las proteínas que queremos usar se desnaturalizan el medicamento no tendrá efecto alguno.
2. En el proceso de formulación de los fármacos se usan las propiedades fisicoquímicas del pKa y el pH para elegir la fórmula óptima del medicamento.
3. En los ensayos previos a la comercialización de los medicamentos se requiere un control del pH para garantizar que los resultados obtenidos sean reales y ciertos, pues un pH erróneo podría dar resultados falsos.

Referencias

1. Morcillo, Jesús (1989). Temas básicos de química (2.ª edición). Alhambra Universidad. p. 270-272. ISBN 9788420507828. 

• Werner-Müller 5a edició
• Lubert Stryer – Biochemistry (5a edició). Acid-Base Concepts.
• http://www.ehu.es/biomoleculas/buffers/hh.htm
• https://www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r55275.PDF
• http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_l%C3%A1ctico
• http://www.juntadeandalucia.es/averroes/manuales/materiales_tic/biomoleculas/selectividad/amortiguadores.pdf
• http://www.uco.es/organiza/departamentos/bioquimica-biol-mol/pdfs/06%20pH%20AMORTIGUADORES.pdf
• http://www.biologia.arizona.edu/biochemistry/problem_sets/medph/02t.html

Enlaces externos

• Cálculo del pH de disoluciones amortiguadoras y valoraciones ácido-base con hojas Excel en inglés o portugués.

•   Datos: Q208465
•   Multimedia: Buffers (chemical)