soluzioni tampone

SOLUZIONI TAMPONE

1. Definizione

Il termine soluzione tampone indica comunemente quelle soluzioni di elettroliti che limitano entro un campo molto ristretto le variazioni del pH allorché ad esse vengono aggiunte quantità moderate di un acido o di una base.

Se l’effetto tampone si verifica solo per l’aggiunta di una base o solo per l’aggiunta di un acido, il tampone si definisce unilaterale.

Se l’effetto tampone si verifica indifferentemente per l’aggiunta di un acido o di una base, il tampone si definisce bilaterale.

Dal punto di vista pratico i tamponi bilaterali sono più importanti e più usati. Essi, di solito, sono costituiti da una soluzione contenente un acido debole e un suo sale con una base forte, ad esempio acido acetico (CH₃COOH) e acetato di sodio (CH₃COONa), o una base debole e un suo sale con un acido forte, ad esempio ammoniaca (NH₃) e cloruro di ammonio (NH₄Cl). Sono tamponi bilaterali anche sali derivati da acido e base entrambi deboli (es. acetato di ammonio, CH₃COO^-NH₄⁺) e i sali acidi di acidi poliprotici deboli.

2. Meccanismo d’azione delle soluzioni tampone

L’azione delle soluzioni tampone sul pH può essere spiegata nel modo seguente, in riferimento al caso che si usi come tampone una soluzione di un acido debole e di un suo sale con una base forte. In una tale soluzione, contenente, ad esempio, la coppia acido acetico - acetato di sodio, si verifica la dissociazione dell’acido debole:

Cui compete la costante di dissociazione:

Il sale risulta totalmente dissociato:

In sostanza il sistema contiene un acido debole (CH₃COOH)in presenza della sua base di Brönsted coniugata (CH₃COO^-). Quest’ultima si idrolizza secondo il seguente equilibrio:

Quando nella soluzione viene introdotta una piccola quantità di un acido forte (ad esempio HCl), la base ione acetato, più forte della base acqua, lega a se i protoni, secondo la reazione

Limitando perciò efficacemente la presenza di protoni liberi nella soluzione. Il pH si abbassa in misura molto più limitata di quello che si sarebbe verificato aggiungendo l’acido forte ad una soluzione non tamponata.

Quando poi viene introdotta nella soluzione tampone una piccola quantità di base forte, gli ioni ossidrile OH^- dissociati dalla base si associano ai protoni provenienti dall’acido acetico

E questo equilibrio acido-base si oppone efficacemente ad un notevole aumento del pH.

Analoghe considerazioni valgono per soluzioni tampone costituite da una base debole in presenza di un suo sale con un acido forte, ad esempio il sistema ammoniaca – cloruro di ammonio (NH₃ - NH₄Cl)

In esse si instaura l’equilibrio di dissociazione della base debole:

Cui compete la costante di dissociazione

e insieme la dissociazione praticamente completa del sale

Si ha così una soluzione di una base debole (NH₃) in presenza dell’acido di Brönsted coniugato (NH₄⁺).

Se si aggiungono piccole quantità di un acido forte, la base debole ammoniaca si associa ai protoni provenienti dall’acido

Limitando così l’abbassamento del pH. Se invece si aggiungono piccole quantità di una base forte, lo ione ammonio neutralizza gli ioni ossidrile

Limitando così l’innalzamento del pH.

3. Calcolo del pH delle soluzioni tampone

In una soluzione tampone costituita da un acido debole e da un suo sale con una base forte, come ad esempio il sistema acido acetico – acetato di sodio, si verificano, come abbiamo già visto nel paragrafo 2, i seguenti equilibri:

L’equilibrio (1), regolato dalla costante di acidità K_a, risulta spostato verso sinistra a causa della presenza degli ioni acetato, che compaiono al secondo membro dell’equazione, derivanti dal sale acetato di sodio, totalmente dissociato. In tali condizioni l’acido acetico risulta praticamente indissociato.

L’equilibrio (2), regolato dalla costante di idrolisi K_i dello ione acetato, risulta anch’esso spostato a sinistra a causa della presenza nella soluzione dell’acido acetico, che compare al secondo membro dell’equazione. In tali condizioni l’idrolisi dello ione acetato è praticamente irrilevante. I due equilibri si inibiscono a vicenda.

Possiamo perciò concludere che le concentrazioni dell’acido acetico e dello ione acetato sono praticamente coincidenti con i rispettivi valori analitici delle concentrazioni dei due componenti, C_a e C_s.

Considerando allora la costante di acidità dell’acido acetico

al posto delle espressioni generiche delle concentrazioni dello ione acetato e dell’acido acetico, possiamo inserire rispettivamente i valori C_s e C_a (per quanto sopra detto):

da cui

Conoscendo quindi la concentrazione degli ioni idrogeno, calcolando il logaritmo negativo di questa quantità si determina il pH.

Con lo stesso ragionamento si può determinare il pH di soluzioni tampone costituite da una base debole in presenza di un suo sale con una acido forte, come ad esempio il sistema ammoniaca – cloruro di ammonio. In sistemi del genere si può facilmente dimostrare che:

dove C_b e C_s sono rispettivamente le concentrazioni analitiche della base debole e del suo sale con un acido forte. Conoscendo la concentrazione degli ioni ossidrile si può determinare il pOH, e quindi dalla relazione pH + POH = 14 il corrispondente valore del pH

1. Potere tampone

Il potere tampone (b) di una soluzione tampone è dato dal rapporto tra gli equivalenti di un acido forte (DC_a) o di una base forte (DC_b) aggiunti per ogni litro di soluzione e la conseguente variazione del pH (DpH):

In altre parole, il potere tampone rappresenta la quantità (espressa in equivalenti/litro) di acido forte o di base forte che si deve aggiungere alla soluzione affinché il pH vari di una unità.

Quindi quanto più alto è il valore di b tanto più alto è il potere tampone del sistema considerato. Il potere tampone dipende sia dalla natura, sia dalla concentrazione degli elettroliti costituenti il tampone.

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