Le soluzioni tampone
Le soluzioni tampone sono costituite da un acido debole e dalla sua base coniugata ad esempio acido acetico/ acetato o da una base debole e il suo acido coniugato ad esempio ammoniaca/ammonio. Le soluzioni tampone sono utilizzate quando si vuole che il pH di una reazione rimanga stabile. Inoltre le soluzioni tampone a vari valori di pH sono usate per il controllo e la calibrazione dei pHmetri
Caratteristiche
La caratteristica delle soluzioni tampone è che il pH di tali soluzioni rimane pressoché invariato in seguito all’aggiunta di piccole quantità di acido o basi forte.
Per spiegare il meccanismo di funzionamento consideriamo una soluzione costituita da acido acetico e da acetato di sodio.
L’acetato di sodio è un sale completamente dissociato in acqua secondo la reazione :
CH3COONa → CH3COO– + Na+
L’acido acetico, che è un acido debole, si dissocia secondo il seguente equilibrio :
CH3COOH + H2O ↔ CH3COO– + H3O+
Per il principio di Le Chatelier gli ioni CH3COO– provenienti dalla dissociazione dell’acetato di sodio, spostano l’equilibrio di dissociazione dell’acido acetico a sinistra.
Supponiamo di aggiungere piccole quantità di acido forte il quale, come tale libera ioni H3O+ i quali verranno “catturati” dallo ione CH3COO–, formando altro acido acetico indissociato :
CH3COO– + H3O+ → CH3COOH + H2O
Pertanto la quantità di ioni H3O+ nella soluzione non subirà notevoli variazioni e il pH varierà pochissimo.
Supponiamo di aggiungere invece, alla soluzione tampone piccole quantità di base forte ad esempio NaOH che si dissocerà completamente :
NaOH → Na+ + OH–
Gli ioni OH– che così si formano verranno “catturati” dalle molecole di CH3COOH presenti, formando acqua secondo la reazione :
CH3COOH + OH–→ CH3COO– + H2O
Anche in questo caso il pH rimarrà pressoché invariato, perché la quantità di H3O+ varia pochissimo.
Per conoscere il pH di una soluzione tampone possiamo usare l’equazione di Handerson- Hasselbalch
Se la soluzione è costituta da un acido debole e dalla sua base coniugata :
pH = pKa + log [A–]/ [HA] essendo A– e HA rispettivamente le concentrazioni dalla base coniugata e dell’acido debole
Se la soluzione è costituita da una base debole e dal suo acido coniugato :
pOH = pKb + log [BH+]/[B] essendo [BH+] e [B] rispettivamente le concentrazioni dell’acido coniugato e della base.
Esercizi
1) Calcolare il pH di una soluzione preparata da 0.500 L di acido acetico 0.250 M e 0.500 L di acetato di sodio 0.250 M supponendo i volumi additivi. Ka = 1.76 · 10-5
Moli acido acetico = 0.250 M · 0.500 L= 0.125
Moli acetato = 0.250 M · 0.500 L = 0.125
Volume totale = 0.500 + 0.500 = 1.00 L
[CH3COOH] = 0.125 mol/ 1.00 L = 0.125 M [CH3COO–] = 0.125 mol/ 1.00 L = 0.125 MpKa = – log 1.76 · 10-5 = 4.75
pH = 4.75 + log 0.125/0.125 = 4.75
Calcolo della variazione di pH nelle soluzioni tampone
Calcolare il pH di una soluzione tampone preparata da 0.500 L di acido acetico 0.200 M e 0.800 L di acetato di sodio 0.150 M. Calcolare inoltre la variazione di pH quando a 0.130 L di tale soluzione vengono aggiunti 10.0 mL di HCl 0.0800 M
Moli acido acetico = 0.200 M ∙0.500 L=0.100
Moli acetato = 0.150 M ∙0.800 L = 0.120
Volume totale = 0.500 + 0.800 = 1.30 L
Concentrazione acido acetico = 0.100/ 1.30=0.0769 M
Concentrazione acetato = 0.120/ 1.30=0.0923 M
pH = 4.75 + log 0.0923/0.0769=4.83
si calcola il numero delle moli di acido acetico, ione acetato in 0.130 L e di HCl aggiunte
acido acetico = 0.130 ∙0.0769 =0.0100
acetato contenute in 0.130 L = 0.130 ∙0.0923 =0.0120
moli di HCl aggiunte = 0.0800 M ∙0.0100 L = 0.000800
lo ione H3O+ reagisce con lo ione acetato per dare acido acetico
Le moli di acetato in eccesso sono pari a 0.0120 – 0.000800=0.0112
moli di acido acetico totali = 0.0100 + 0.000800=0.0108
volume totale = 0.0100 L + 0.130 L = 0.140 L
concentrazione acido acetico = 0.0108/ 0.140 =0.0771 M
concentrazione acetato = 0.0112/ 0.140=0.0800 M
pH = 4.75 + log 0.0800/ 0.0771=4.77
ΔpH = 4.83 – 4.77 =0.06
Calcolare la variazione di pH quando 20.0 mL di una soluzione 0.100 M sono aggiunti a 80.0 mL di una soluzione tampone 0.169 M di NH3 e 0.183 M di NH4Cl sapendo che Kb= 1.81 · 10-5
Calcoliamo il pH della soluzione iniziale
pOH = 4.74 + log 0.183/ 0.169=4.77
pH = 14 – 4.77 =9.23
Si calcolano le moli di NH3 e di NH4+
NH3 = 0.169 M ∙0.0800 L=0.0135
NH4+ = 0.183 M ∙0.0800 = 0.0146
moli di OH– aggiunte = 0.100 M ∙0.0200 L = 0.00200
la reazione che avviene è :
NH4+ + OH– = NH3 + H2O
Moli di NH4+ = 0.0146 – 0.00200=0.0126
Moli di NH3 = 0.0135 + 0.00200=0.0155
Volume totale = 0.0200 + 0.0800 = 0.100 L
Concentrazione NH4+ = 0.0126/ 0.100 = 0.126 M
Concentrazione NH3 = 0.0155/ 0.100 = 0.155
pOH = 4.74 + log 0.126/ 0.155=4.65
pH = 14 – 4.65 =9.35
ΔpH = 9.35 – 9.23 =0.12