Para tener un $\ce{pH}$ concreto se emplean disoluciones amortiguadoras, reguladoras o tampón de $\ce{pH}$. Consiguen que no cambie el $\ce{pH}$ en el medio aunque se añada ácido o base. Están formadas por un ácido débil y su base conjugada, habitualmente de igual concentración, o al revés una base débil y su ácido conjugado. Nunca por un ácido o base fuerte.
$ \begin{array}{l} \underset{\vphantom{\bbox[4mu]{\ce{A-}}} \ce{HA}}{\ce{CH3COOH}} \qquad \underset{\bbox[4mu]{\ce{A-}}}{\ce{CH3COO-}} \qquad \ce{pKa} = 4{,}75 \\[1em] \underset{\vphantom{\bbox[4mu]{\ce{BH+}}} \ce{B}}{\vphantom{\ce{NH4^+}} \ce{NH3}} \qquad \underset{\bbox[4mu]{\ce{BH+}}}{\ce{NH4^+}} \qquad \ce{pKa} = 9{,}25 \end{array} $
Ejemplo con ácido acético/acetato ($\ce{HAc}$/$\ce{Ac-}$):
$ \def\ieqarrow#1#2{ \stackrel{ \Newextarrow{\xrightharpoon}{10,10}{0x21C0} \overset{#1}{ \Rule{0pt}{0.4em}{0pt} \smash{ \xrightharpoon[\hphantom{#2}]{\hphantom{#1}} } } }{ \Rule{0pt}{1.5mu}{0pt} \Newextarrow{\xleftharpoon}{10,10}{0x21BD} \underset{#2}{ \smash{ \xleftharpoon[\hphantom{#2}]{\hphantom{#1}} } } } } \begin{array}{l} \left. \begin{array}{l} \ce{HAc} \\ \hphantom{\ce{H}} + \\ \ce{NaAc -> Na+ \! + Ac-} \end{array} \right\} \; \begin{array}{l} \ce{HAc + H2O $\ieqarrow{\large \ce{Ka}}{}$ H3O+ \! + Ac-} \\ \ce{Ac- \! + H2O $\ieqarrow{\large \ce{Kb}}{}$ OH- \! + HAc} \end{array} \\[-1ex] \hfill \color{red}{\longleftarrow} \hphantom{\ H3O+ \! + Ac-} \\ \ce{Ka} = 10^{-4{,}75} \\[1ex] \ce{Ka} \ce{Kb} = \ce{Kw} \, \Rightarrow \, \ce{Kb} = 10^{-9{,}25} \end{array} $
Ambos equilibrios se desplazan hacia la izquierda por la presencia de $\ce{Ac-}\!$ y $\ce{HAc}$ respectivamente.
Para calcular el $\ce{pH}$ de esta disolución se aplica la expresión de la $\ce{Ka}$:
$ \begin{array}{l} \ce{Ka} = \dfrac{[\ce{H3O+}] [\ce{Ac-}]}{[\ce{HAc}]} \\[1ex] [\ce{H3O+}] = \dfrac{\ce{Ka} [\ce{HAc}]}{[\ce{Ac-}]} \, \Rightarrow \, \ce{pH} = \ce{pKa} + \log\dfrac{[\ce{Ac-}]}{\ce{[HAc]}} \end{array} $
Debido a que los equilibrios están desplazados a la izquierda:
$ \left. \begin{array}{l} [\ce{HAc}] = c_{\rm a} \\[1ex] [\ce{Ac-}] = c_{\rm b} \end{array} \right\} \Rightarrow \, \ce{pH} = \ce{pKa} + \log\dfrac{c_{\rm b}}{c_{\rm a}} $
Si $c_{\rm a} \mspace{-2mu} = c_{\rm b}$, lo habitual, entonces $\ce{pH} = \ce{pKa}$.
¿Qué sucede si se añade una pequeña cantidad de un ácido o una base fuertes sobre una solución tampón?
$ \begin{array}{l} \pu{100 ml} \enspace \ce{HAc} + \ce{NaAc} \quad c_{\rm a} = c_{\rm b} = \pu{e-1 M} \\ \enspace + \\ \pu{1 ml} \enspace \ce{NaOH} \enspace \pu{e-1 M} \end{array} $
Antes de añadir la base fuerte:
$ [\ce{H3O+}] = \dfrac{ \ce{Ka} \! \cancel{c_{\rm a}} }{ \cancel{c_{\rm b}} } = 10^{-4{,}75} \, \Rightarrow \, \ce{pH} = 4{,}75 $
La concentración de $\ce{NaOH}$ sería:
$ 1 \cancel{\ce{ml NaOH}} \dfrac{\ce{0,1 mol NaOH}}{\cancel{1000} \! \cancel{\ce{ml NaOH}}} \dfrac{1}{(100 + \! \cancel{1}\!) \cancel{\pu{ml}}} \dfrac{\cancel{1000} \! \cancel{\pu{ml}}}{\pu{1 dm^3}} = \pu{0,001 M} $
Cuando se añade el $\ce{NaOH}$ tiene lugar lo siguiente:
$ \begin{align} \ce{HAc + NaOH -> \:&NaAc + H2O} \\ &\;\downarrow \\ &\hspace{-1em}\ce{Na+\! + Ac-} \end{align} $
Por tanto aumenta el acetato, y disminuye el acético, en una cantidad igual a la concentración de $\ce{NaOH}$.
$ \begin{array}{l} [\ce{H3O+}] = \ce{Ka} \dfrac{ c_{\rm a} - c_{\ce{NaOH}} }{ c_{\rm{b}} + c_{\ce{NaOH}} } = 10^{-4{,}75} \dfrac{0{,}1 - 0{,}001}{0{,1} + 0{,}001} \approx 10^{-4{,}75} \\[1ex] \Rightarrow \, \ce{pH} = 4{,}75 \end{array} $
De no ser por la capacidad amortiguadora de la solución tampón habría sido un $\ce{pH} = 11$.