¿Qué es pKa? Relación con el pH

El pK_a mide la «fuerza» de un ácido de Bronsted, es decir, de una sustancia que dona un ion H+ (protón) para formar una base conjugada. Un protón H+ es un ácido de Lewis fuerte que atrae pares de electrones de forma muy eficiente, tanto que casi siempre está unido a un donante de electrones. Un ácido de Bronsted fuerte es un compuesto que cede su protón muy fácilmente. Por su parte, un ácido de Bronsted débil es un compuesto que cede su protón con más dificultad. En un caso extremo, un compuesto del que es muy, muy difícil eliminar un protón no se considera un ácido en absoluto.

Cuando un compuesto cede un protón, conserva el par de electrones que antes compartía con ese protón, por lo que se convierte en una base conjugada. Desde otro punto de vista, un ácido de Bronsted fuerte cede fácilmente un protón y se convierte en una base de Bronsted débil. La base de Bronsted no forma fácilmente un enlace con el protón y no es buena para dar su par de electrones a un protón. Por lo tanto, lo hace de forma débil.

Del mismo modo, si un compuesto cede un protón y se convierte en una base fuerte, la base recuperará fácilmente el protón. De hecho, la base fuerte compite tanto con el protón que el compuesto permanece protonado. Aquí, el compuesto sigue siendo un ácido de Bronsted en lugar de ionizarse y convertirse en la base fuerte conjugada, por lo que es un ácido de Bronsted débil.

Así, debes tener en cuenta que:

• Un pKa bajo significa que el protón no se mantiene firme.
• A veces, el pKa puede ser tan bajo que es un número negativo.
• Un pKa alto significa que el protón está fuertemente retenido.

La ecuación de Henderson-Hasselbalch

La ecuación Henderson-Hasselbalch fue desarrollada de forma independiente por el químico biológico estadounidense L. J. Henderson y el fisiólogo sueco K. A. Hasselbalch, para relacionar el pH con el sistema tampón de bicarbonato de la sangre. En su forma general, la ecuación de Henderson-Hasselbalch es una expresión útil para el cálculo de los topes. Puede derivarse de la expresión de la constante de equilibrio para una reacción general de disociación de ácidos débiles (HA) en la ecuación:

Donde K_a es la constante de equilibrio a una temperatura determinada. Para un conjunto definido de condiciones experimentales, esta constante de equilibrio se denota por K_a y se denomina constante de disociación aparente. Cuanto mayor sea el valor de K_a, mayor será el número de iones H+ liberados por mol de ácido en la solución y, por tanto, más fuerte será el ácido. K_a es, por tanto, una medida de la fuerza de un ácido. Reordenando la ecuación y despejando la concentración de iones de hidrógeno obtenemos:

Puesto que log [H+] = pH y log (Ka) = pK_a y al aplicar logaritmos a las ecuaciones anteriores obtenemos:

o

Donde:

[A^–] es la concentración de la base conjugada,

[HA] es la concentración del ácido (no disociado),

pK_a es el logaritmo negativo del valor K_a

y K_a es la constante de disociación del ácido.

Discusión de los valores de pH y pKa

La ecuación Henderson-Hasselbalch se utiliza a menudo para determinar la proporción de base conjugada [A-] y de ácido conjugado [HA] que se debe utilizar para alcanzar un valor de pH determinado de un tampón. Para ello, debemos conocer el valor pKa del ácido conjugado que va a utilizar. Sin embargo, la ecuación anterior tiene información adicional que debemos entender.

Si bien el concepto de pK_a se explica arriba, la definición funcional de pK_a a menudo no se entiende. Lo que debemos recordar de este tema es que cuando el pH es igual al pKa de un ácido, la concentración de la base conjugada y del ácido conjugado son iguales, lo que significa que hay una proporción del 50% de base conjugada y una proporción del 50% de ácido conjugado.

De esta forma, si introducimos las concentraciones de la base conjugada y del ácido conjugado en la ecuación de Henderson-Hasselbach (no importa cuál sea la concentración) y son iguales, su proporción será 1:1, lo que significa que el logaritmo de esta proporción es cero (0). Independientemente del ácido (representado como donante de protones [H+]) que se observe, la relación anterior se mantiene.

Por ejemplo, dado que el ácido acético tiene un valor pK_a de aproximadamente 4.7, cuando el pH es igual a ese pKa, la proporción de acetato con respecto al ácido acético sería de 1:1. Para otro ácido, como el fluorhídrico (HF), que tiene un valor pKa de aproximadamente 4.0, cuando el pH es igual a 4.0, la proporción del ion fluoruro con respecto al ácido fluorhídrico sería de 1:1.

Soluciones tampón o buffer

Las soluciones tampón son soluciones acuosas que consisten en una mezcla de un ácido débil y su base conjugada o una base débil y su ácido conjugado. Una propiedad importante de las soluciones tampón es su capacidad para mantener un valor de pH relativamente constante en respuesta a la adición de una pequeña cantidad de ácido o base. Además, el pH de las soluciones tampón permanece relativamente estable incluso durante la dilución.

Por esta razón, los tampones se utilizan en una amplia gama de aplicaciones químicas, principalmente como reactivos para mantener un valor de pH constante. Por ejemplo, en la producción de colorantes, en los procesos de fermentación, así como para ajustar el pH de los alimentos, los cosméticos y los medicamentos. El pH del tampón depende del pK_a del ácido (o del pK_b de la base) y de la relación de las concentraciones del ácido (base) y de su base conjugada (ácido). Esta dependencia se describe mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch antes presentada.

Fuentes

• Garritz, M. (2005). Equilibrios ácido-base.
• Pardo, J. y Matus, D. (2014). El uso de la ecuación de Henderson-Hasselbalch para el cálculo del pH en sangre.
• Vásquez, E. y Rojas, G. (2016). pH: teoría y 132 problemas.