AscoltaGli esercizi sulle soluzioni tampone possono essere di vari tipi e presentare diversi livelli di difficoltà.
Per risolvere gli esercizi sulle soluzioni tampone ci si può avvalere dell'equazione di Henderson-Hasselbach che per una soluzione in cui è presente un acido debole e la sua base coniugata è espressa come:
pH = pKa + log [base coniugata] /[acido]
Per una soluzione in cui è presente una base debole e il suo acido coniugato è espressa come:
pOH = pKb + log [acido coniugato] / [base]
Bisogna inoltre tener presente che può essere richiesto che la concentrazione della soluzione sia pari a una determinata molarità. In tal caso si ha, nel primo caso che:
[base coniugata] + [acido] = concentrazione
E, nel secondo caso che:
[acido coniugato] + [base] = concentrazione
Esercizi
- Ad una certa temperatura il valore di pKa dell'acido acetico vale 4.8. Calcolare il volume di acido acetico 0.10 M e di acetato di sodio 0.10 M necessari per preparare 1.0 L di una soluzione tampone 0.10 M a pH = 5.8
Dall'equazione di Henderson-Hasselbach si ha:
5.8 = 4.8 + log [acetato]/[acido acetico] (1)
Inoltre sappiamo che [acetato]+[acido acetico] = 0.10 M (2)
Dalla (1):
1.0= log [acetato]/[acido acetico]
101.0 = 10 = [acetato]/[acido acetico]
Pertanto:
10 [acido acetico] =[acetato] (3)
Dalla (2) :
[acetato] = 0.10 – [acido acetico]
Sostituendo nella (3):
10 [acido acetico] = 0.10 – [acido acetico]
11 [acido acetico] = 0.10
Da cui [acido acetico] = 0.10/11= 0.0091 M
Quindi [acetato] =0.10 – 0.0091 = 0.091 M
Poiché il volume totale deve essere pari a 1.0 L si ha:
moli di acido acetico = 0.0091 mol/L ∙ 1.0 L = 0.0091
moli di acetato = 0.091 mol/L ∙ 1.0 L = 0.091
volume di acido acetico = 0.0091/mol/0.10 M = 0.091 L
volume di acetato = 0.091/mol/0.10 M = 0.91 L
- Si supponga di voler preparare una soluzione a pH = 7.00 utilizzando una soluzione di KH2PO4 avente concentrazione 0.100 M e una soluzione di K2HPO4. Calcolare la concentrazione che deve avere quest'ultima soluzione sapendo che pKa2 = 6.86
Applicando l'equazione di Henderson-Hasselbalch si ha:
pH = pKa2 + log [HPO42-]/[H2PO4–]
sostituendo i valori noti:
7.00 = 6.86 + log [HPO42-] / 0.100
0.140 = log [HPO42-] / 0.100
100.140 = [HPO42-] / 0.100
1.38 = [HPO42-] / 0.100
Moltiplicando ambo i membri per 0.100 si ha:
[HPO42-] = 0.138 M
- A 500 mL di soluzione tampone di acido formico e formiato 0.100 M a pH 3.75 vengono aggiunti 5.0 mL di KOH 1.00 M. Calcolare la variazione di pH sapendo che pKa vale 3.75
Applicando l'equazione di Henderson-Hasselbalch si ha:
3.75 = 3.75 + log [HCOO–]/[HCOOH]
Ovvero 0 = log [HCOO–]/[HCOOH]
100 = 1 = [HCOO–]/[HCOOH]
Ciò implica che entrambe le concentrazioni sono uguali e poiché [HCOO–]+[HCOOH] = 0.100 si ha che:
[HCOO–]= [HCOOH] = 0.0500 M
Le moli dell'acido e della sua base coniugata sono pari a:
moli di HCOOH = moli di HCOO– = 0.0500 mol/L ∙ 0.500 L = 0.0250
le moli di KOH aggiunte alla soluzione sono 0.0050 L ∙ 1.00 M = 0.0050
0.0050 moli di idrossido di potassio reagiscono con 0.0050 moli di acido formico per dare 0.0050 moli di formiato
Moli di formiato = 0.0250 + 0.0050 = 0.0300
Moli di acido formico = 0.0250 – 0.0050 =0.0200
Il volume totale della soluzione è pari a 500 + 5 = 505 mL
[HCOO–] = 0.0300/0.505 L = 0.0594 M
[HCOOH] = 0.0200/0.505 L = 0.0396 M
Applicando l'equazione di Henderson-Hasselbalch si ha:
pH = 3.75 + log 0.0594/0.0396 =3.93
variazione di pH = 3.93 – 3.75 =0.18
