Soluzione tampone

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Reazione acido-base
Estrazione acido-base
K di dissociazione acida
K di dissociazione basica
Funzione di acidità
Soluzione tampone
pH
Affinità protonica
Autoionizzazione
Acidi:
- Acido di Lewis
- Acido minerale
- Acido organico
- Acido forte
- Superacido
- Acido debole
Basi:
- Base di Lewis
- Base organica
- Base forte
- Superbase
- Base debole

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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 (ad esempio il sistema acido acetico - acetato di sodio) o, viceversa,
di una base debole e il suo sale con un acido forte (ad 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 ed in quei processi dove è utile o necessario stabilizzare il pH su un valore desiderato. Caratteristica peculiare di questo genere di soluzioni e il potere tamponante, definito comunemente come la quantità di acido o base forte da aggiungere ad una soluzione tampone per ottenere una variazione di pH unitaria.

Indice

1 Il pH delle soluzioni tampone
2 Sistemi tampone di uso comune
- 2.1 Illustrazione di una soluzione tampone: Acetato di sodio/acido acetico
3 Bibliografia
4 Voci correlate
5 Collegamenti esterni

[modifica] Il pH delle soluzioni tampone

[modifica] Acido debole e suo sale

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

HA → H⁺ + 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

$pH = pK_a + \log{C_s} - \log{C_a} \;$

quando $C a$ e $C s$ coincidono, il pH della soluzione coincide con il pK_a dell'acido debole.

[modifica] Base debole e suo sale

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

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

quando $C b$ e $C s$ coincidono, il pH della soluzione coincide con il complemento a 14 del pK_b della base debole.

[modifica] Confronto tra soluzione tamponata e non tamponata

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

Per aggiunta della stessa quantità di acido forte ad 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.

[modifica] Sistemi tampone di uso comune

[modifica] Illustrazione di una soluzione tampone: Acetato di sodio/acido acetico

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 un 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 pK_a.

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.

[modifica] Bibliografia

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

[modifica] Voci correlate

[modifica] Collegamenti esterni

Calcolo del pH di soluzioni tampone - programma freeware

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Categorie: Concetti fondamentali di chimica | Chimica analitica