Soluzione tampone

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Si definisce una soluzione tampone una soluzione che si oppone alla variazione del pH per aggiunte moderate di acidi o basi.

Si tratta generalmente di soluzioni

  • di un acido debole e il suo sale con una base forte (per esempio il sistema acido acetico - acetato di sodio) o, viceversa,
  • di una base debole e il suo sale con un acido forte (per esempio il sistema ammoniaca - cloruro d'ammonio) o ancora
  • di un sale, di una base debole e di un acido debole
  • di acidi e basi forti concentrate.

Le soluzioni tampone sono ampiamente impiegate in chimica analitica e in quei processi dove è utile o necessario stabilizzare il pH su un valore desiderato. Caratteristica di questo genere di soluzioni è il potere tamponante, definito comunemente come la quantità di acido o base forte da aggiungere a una soluzione tampone per ottenere una variazione di pH unitaria.

Il pH delle soluzioni tampone[modifica | modifica sorgente]

Acido debole e suo sale[modifica | modifica sorgente]

L'acido debole HA è poco dissociato; l'equilibrio di dissociazione è

HA + H2O → H3O+ + A-

cui corrisponde la costante di dissociazione acida

K_a = \mathrm{\frac{[H^+] [A^-]}{[HA]}}

il sale MA è invece completamente dissociato

MA → M+ + A-

l'anione A- prodotto dal sale fa quindi ulteriormente retrocedere la dissociazione dell'acido debole. Si possono quindi approssimare la concentrazione all'equilibrio dell'acido HA con il suo valore nominale C_a e la concentrazione all'equilibrio dell'anione dissociato con quella nominale del sale C_s; l'espressione della costante di dissociazione può quindi essere riscritta come

K_a = \frac{\mathrm{[H^+]} C_s}{C_a}

da cui si ottiene che

\mathrm{[H^+]} = K_a \frac{C_a}{C_s}

e quindi

pH = pK_a + \log{C_s} - \log{C_a} \;
pH = pK_a + \log \left ( \frac{C_s}{C_a} \right )

quando C_a e C_s coincidono, il pH della soluzione coincide con il pKa dell'acido debole.

Base debole e suo sale[modifica | modifica sorgente]

La base debole MOH è poco dissociata; l'equilibrio di dissociazione è

MOH → M+ + OH-

cui corrisponde la costante di dissociazione basica

K_b = \mathrm{\frac{[M^+] [OH^-]}{[MOH]}}

il sale MA è invece completamente dissociato

MA → M+ + A-

il catione M+ prodotto dal sale fa quindi ulteriormente retrocedere la dissociazione della base debole. Si possono quindi approssimare la concentrazione all'equilibrio della base MOH con il suo valore nominale C_b e la concentrazione all'equilibrio del catione dissociato con quella nominale del sale C_s; l'espressione della costante di dissociazione può quindi essere riscritta come:

K_b = \frac{\mathrm{[OH^-]} C_s}{C_b}

da cui si ottiene che

\mathrm{[OH^-]} = K_b \frac{C_b}{C_s}\;

e quindi

pOH = pK_b + \log{C_s} - \log{C_b} \;
pH = 14 - pK_b - \log{C_s} + \log{C_b} \;

quando C_b e C_s coincidono, il pH della soluzione coincide con il complemento a 14 del pKb della base debole.

Confronto tra soluzione tamponata e non tamponata[modifica | modifica sorgente]

Per aggiunta di 0,01 mol/l di un acido forte (per esempio, acido cloridrico) in acqua distillata il pH passa da 7 a 2. Un salto di 5 unità che corrisponde a un aumento di 100.000 volte della concentrazione di ioni H+ liberi.

Per aggiunta della stessa quantità di acido forte a una soluzione tampone contenente 0,1 mol/l di acido acetico e 0,1 mol/l di acetato di sodio il pH passa da 4,75 a 4,65. Un salto di sole 0,1 unità.

Sistemi tampone di uso comune[modifica | modifica sorgente]

Illustrazione di una soluzione tampone: acetato di sodio/acido acetico[modifica | modifica sorgente]

La costante di dissociazione acida per l'acido acetico-acetato di sodio è data dall'equazione

 \mathrm{K_a = \frac{[H^+][CH_3COO^-]}{[CH_3COOH]}}

Dato che l'equilibrio coinvolge solamente un acido debole e una base, si può presumere che la ionizzazione dell'acido acetico e l'idrolisi dello ione acetato siano trascurabili. In un tampone con una uguale quantità di acido acetico e acetato di sodio, l'equazione di equilibrio si semplifica in

 \mathrm{K_a = [H^+]},

e il pH del tampone, allo stesso modo, è il pKa.

Per determinare l'effetto di addizione di un acido forte come HCl, la seguente formula matematica fornisce il nuovo pH. Dato che HCl è un acido forte, si ionizza completamente nella soluzione. Questo incrementa la concentrazione di H+ nella soluzione, che neutralizza poi l'acetato seguendo questa equazione:


 \mathrm{CH_3COO^-_{(aq)}+H^+_{(aq)} \to CH_3COOH_{(aq)}}

Gli ioni idrogeno consumati cambiano il numero effettivo di moli di acido acetico e degli ioni acetato:

 \mathrm{moli\ di\ CH_3COO^- = moli\ iniziali\ di\ CH_3COO^- - moli\ iniziali\ di\ HCl}


 \mathrm{moli\ di\ CH_3COOH = moli\ iniziali\ di\ CH_3COOH + moli\ iniziali\ di\ HCl}

Dopo aver considerato la variazione di volume per determinare le concentrazioni, il nuovo pH può essere calcolato dall'equazione di Henderson-Hasselbalch. A qualsiasi neutralizzazione risulterà una variazione minima di pH, dato che si utilizza una scala logaritmica.

Bibliografia[modifica | modifica sorgente]

  • D.C. Harris, Chimica analitica quantitativa, Zanichelli, 2005
  • M. Forina, Introduzione alla chimica analitica (2 volumi), ECIG, 2003

Voci correlate[modifica | modifica sorgente]

Collegamenti esterni[modifica | modifica sorgente]

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