Le soluzioni tampone sono soluzioni in cui è presente un acido debole e la sua base coniugata o una base debole e il suo acido coniugato
La caratteristica delle soluzioni tampone è di variare di poco il loro pH a seguito di piccole aggiunte di acido forte o base forte
Per determinare il pH o il pOH delle soluzioni tampone ci si avvale dell'equazione di Henderson-Hasselbalch
Sono proposti esercizi svolti sulle soluzioni tampone a cui viene data, oltre la risposta, anche tutte la spiegazione su come ottenerla.
Esercizi
-La costante acida dell'acido propanoico CH3CH2COOH vale 1.3 ∙ 10-5.
a) Calcolare la concentrazione dello ione [H+] di una soluzione 0.20 M di acido propionico
b) Calcolare il grado di ionizzazione percentuale della soluzione
c) Calcolare il rapporto tra lo ione propanoato e l'acido propionico se il pH di tale soluzione tampone vale 5.20
d) Calcolare il pH di una soluzione 0.35 M di acido propionico e 0.50 M di propanoato di sodio se a 100 mL di tale soluzione tampone vengono aggiunte 0.0040 moli di NaOH
a) Consideriamo l'equilibrio di dissociazione dell'acido propionico:
CH3CH2COOH ⇄ CH3CH2COO– + H+
scriviamo l'espressione della costante acida:
Ka = 1.3 ∙ 10-5 = [CH3CH2COO– ][H+] / [CH3CH2COOH]
Detta x la quantità di acido che si dissocia all'equilibrio le rispettive concentrazioni saranno:
[CH3CH2COOH] = 0.20-x; [CH3CH2COO–] = [H+]= x
Sostituendo tali valori nell'espressione della costante di equilibrio si ha:
Ka = 1.3 · 10-5 = (x)(x) / 0.20-x
Trascurando la x sottrattiva al denominatore rispetto a 0.20 si ha:
Ka = 1.3 · 10-5 = (x)(x) / 0.20
Da cui x = √1.3 ∙ 10-5 · 0.20 = 0.0016 M = [H+]
b) Il grado di dissociazione percentuale si ottiene applicando la formula:
α = quantità di acido ionizzato ∙ 100 / quantità di acido iniziale = 0.0016 ∙ 100 / 0.20 = 0.80 %
c) Applichiamo l'Equazione di Henderson-Hasselbalch:
pH = pKa + log [sale]/ [acido]
il pKa vale: pKa = – log 1.3 ∙ 10-5 = 4.9
sostituendo si ha:
5.20 = 4.9 + log [CH3CH2COO–]/ [CH3CH2COOH]
5.20 – 4.9 = 0.3 = log [CH3CH2COO–]/ [CH3CH2COOH]
Poiché la base del logaritmo è decimale si ha:
100.3 = [CH3CH2COO–]/ [CH3CH2COOH] = 2.0
d) moli di acido propionico = 0.35 mol/L ∙ 0.100 L = 0.035
moli di propanoato = 0.50 mol/L ∙ 0.100 L = 0.050
Dopo l'aggiunta di NaOH avviene la seguente reazione netta:
CH3CH2COOH + OH– → CH3CH2COO– + H2O
Pertanto 0.035 moli di acido propionico reagiscono con 0.0040 moli di idrossido di sodio per dare 0.0040 moli di propanoato e 0.035 – 0.0040 = 0.031 moli di acido. Le moli di propanoato totali saranno: 0.0040 + 0.050 = 0.054. Applicando l'equazione di Hendreson-Hasselbalch si ha:
pH = 4.9 + log 0.054/ 0.031 =5.1
-La metilammina CH3NH2 è una base debole ( Kb= 5.25 ∙ 10-4) e forma sali quali il nitrato di metilammonio.
a) Calcolare la concentrazione dello ione OH– di una soluzione 0.225 M di metilammina
b) Calcolare il pH di una soluzione ottenuta aggiungendo 0.0100 moli di nitrato di metilammonio solido a 120.0 mL di una soluzione 0.225 M di metilammina
c) Quante moli di NaOH o di HCl bisogna aggiungere alla soluzione b) per ottenere una soluzione il cui pH = 11.00
a) La metilammina agisce da base secondo Brönsted e Lowry se unita all'acqua secondo la reazione di equilibrio:
CH3NH2 + H2O ⇄ CH3NH3+ + OH–
scriviamo l'espressione della costante basica:
Kb = 5.25 ∙ 10-4 = [CH3NH3+][ OH–]/ [CH3NH2]
Detta x la quantità di base che si dissocia all'equilibrio le rispettive concentrazioni saranno:
[CH3NH2] = 0.225 – x ; [CH3NH3+] = [ OH–] = x
Sostituendo tali valori nell'espressione della costante di equilibrio si ha:
Kb = 5.25 ∙ 10-4 = (x)(x) / 0.225 -x
Trascurando la x sottrattiva al denominatore rispetto a 0.225 si ha:
Ka = 5.25 ∙ 10-4 = (x)(x) / 0.225
Da cui x = √5.25 ∙ 10-4 x 0.225 = 0.0109 M = [OH– ]
b) la concentrazione dello ione metilammonio in soluzione è pari a 0.0100 mol/ 0.120 L =0.0833 M
Ci troviamo in presenza di una soluzione tampone contenente la base debole metilammina e il suo acido coniugato metilammonio e pertanto possiamo usare l'equazione di Henderson-Hasselbalch che, per un tampone basico viene scritta come:
pOH = pKb + log [sale]/[base]
il valore di pKb vale: pKb = – log 5.25 ∙ 10-4 = 3.28
sostituendo i valori nell'equazione otteniamo:
pOH = 3.28 + log 0.0833/ 0.225 = 2.85
da cui pH = 14 – pOH = 14 – 2.85 = 11.2 ( si noti che la risposta deve avere 3 cifre significative)
c) Il testo dell'esercizio richiede quante moli di NaOH o di HCl bisogna aggiungere alla soluzione b) per ottenere una soluzione il cui pH = 11.00.
Conoscendo il pH della soluzione b) che è pari a 11.2 è evidente che per ottenere un valore più basso di pH bisogna aggiungere HCl. A pH = 11.00 il valore di pOH è pari a pOH = 14 – 11.00 = 3.00
HCl reagisce con la metilammina formando metilammonio pertanto la concentrazione della metilammina diminuisce mentre quella del metilammonio aumenta.
Le moli di metilammonio sono 0.0100 mentre quelle di metilammina sono 0.120 L · 0.225 = 0.0270
Dette x le moli di HCl che si devono aggiungere per ottenere un pOH di 3.00, applicando l'equazione di Henderson-Hasselbalch si ha:
3.00 = 3.28 + log 0.0100 +x/ 0.0270 –x
– 0.28 = log 0.0100 +x/ 0.0270 –x
Ricordando che la base del logaritmo è 10 si ha:
10-0.28 = 0.525 = 0.0100 +x/ 0.0270 –x
Moltiplichiamo ambo i membri per 0.0270 – x
0.0142 – 0.525 x = 0.0100 +x
0.00420 = 1.525 x
Da cui x = 0.00275 = moli di HCl
